Aula_1_-_Química_Geral_-_2012.2

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 Histórico:
 Em 1800, cientistas já haviam acumulado uma quantidade
significativa de informações relativas às propriedades físicas e
químicas dos elementos conhecidos;q ;
 Só em 1869 é que Dmitri Mendeleev publicou sua primeira tabela
periódica, que deu origem à usada atualmente.
???
 Estrutura:
 A tabela moderna possui cerca de 110 elementos conhecidos;
 Sua distribuição segue duas regras: Sua distribuição segue duas regras:
• Linhas horizontais, chamadas períodos
• Colunas verticais, chamadas grupos
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 Nomenclatura:
 Os elementos podem ser classificados, de uma maneira mais
ampla, como metais, metalóides (semi-metais) e não-metais
(ametais);(ametais);
 Nomenclatura:
 Certas famílias ou grupos de elementos são também
caracterizados por nomes.
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 Modelo Final:
 De um modo geral, as tabelas são encontradas com informações
básicas, como: nº do grupo, símbolo, nome, número atômico e
peso atômico dos elementospeso atômico dos elementos.
Por exemplo, o
elemento do 3º
período e do grupo 13:
Símbolo: Al
Nome: AlumínioNome: Alumínio
Nº atômico: 13
Peso atômico:
26,9815
 Os compostos surgem da combinação de átomos em proporções
fixas;
 As substâncias resultantes dessa combinação comportam-se
diferentemente dos átomos isolados;diferentemente dos átomos isolados;
 Definição:
 Uma fórmula química descreve um composto em termos de seus
elementos constituintes;
 Existem três tipos distintos de fórmulas químicas:
 Fórmula Estrutural
Representa os átomos de um composto e as ligações entre elesRepresenta os átomos de um composto e as ligações entre eles.
 Fórmula Molecular
Descreve a composição atômica de uma molécula.
 Fórmula Empírica ou Mínima
Descreve a proporção relativa entre os números de átomos dos diferentes
elementos presentes num composto.
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Ex.: ÁGUA
Fórmula Estrutural
H2O Fórmula Molecular
Ex.: ETILENO
Fórmula Estrutural
Fórmula MolecularC2H4
Fórmula Empírica(CH2)2
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 Os átomos se combinam para produzir compostos pela formação de
ligações químicas;
 Todas as ligações químicas compartilham duas características:
 Todas as ligações envolvem troca ou compartilhamento de
elétrons;
 Esse compartilhamento de elétrons resulta na diminuição da
energia do composto em relação aos átomos separados.
 As ligações podem ser divididas em três amplas categorias:
 Iônica
 Covalente
 Metálica
 Ligação Iônica:
 Neste tipo de ligação, uma substância perde um elétron para se
tornar um cátion, enquanto uma outra ganha um elétron para se
transformar em um ânion;transformar em um ânion;
 A ligação iônica resulta da atração entre os íons com cargas
opostas;
 Este tipo de ligação só ocorre entre os metais dos grupos 1 e 2 e
os não-metais;
 O composto iônico tende a ser sólido nas condições ambientes de
pressão e temperatura.
E N Cl ( l d ódi )Ex.: NaCl (cloreto de sódio)
ou
Símbolos de Lewis
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 Estrutura de Lewis:
 Nome dado em homenagem ao químico norte-americano Gilbert N.
Lewis (1875-1946);
 Para construir o símbolo para um elemento, escreve-se seu
símbolo químico cercado por um número de pontos, cada um dos
quais representando um elétron da camada de valência mais
externa.
Ex.: Mg (magnésio, com número atômico = 12)
Configuração mais estável, com 8 elétrons 
na última camada de valência.
- Distribuição eletrônica: 1s2 2s2 2p6 3s2
- Símbolo de Lewis: . Mg .
Camada de valência mais externa.
O Mg perde 2 elétrons e se torna um cátion.
 Estrutura de Lewis:
Ex.: Cl (cloro, com número atômico = 17)
Camada de valência mais 
- Distribuição eletrônica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
- Símbolo de Lewis:
Camada de valência mais 
externa, precisa de 1 elétron 
para atingir a estabilidade.
O Cl ganha 1 elétron e se torna um ânion
Configuração mais estável, com 8 
elétrons na última camada.
Símbolo de Lewis: O Cl ganha 1 elétron e se torna um ânion.
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 Outros exemplos de Ligação Iônica:
Ex.: MgCl2 (cloreto de magnésio)
Diagrama de Pauling
(pode ser usado para todos 
os elementos)
- O íon positivo (cátion) é sempre escrito
primeiro na fórmula, seguido do íon
negativo (ânion);negativo (ânion);
Ex.: BaBr2 (brometo de bário)
Ex.: LiF (fluoreto de lítio)
 Ligação Covalente:
 Neste tipo de ligação, dois ou algumas vezes quatro ou seis
átomos compartilham um par de elétrons, onde cada átomo
completa sua camada de valência adquirindo uma fração de umcompleta sua camada de valência adquirindo uma fração de um
elétron de outro átomo;
 Ligações covalentes normalmente ocorrem entre átomos com
eletronegatividades similares e altas (geralmente entre dois não-
metais).
Ex.: CO2 (dióxido de carbono ou mais conhecido como gás carbônico)
Distribuição eletrônica C (Z=6): 1s2 2s2 2p2 faltam 4 elétrons para a estabilidade.
Distribuição eletrônica O (Z=8): 1s2 2s2 2p4 faltam 2 elétrons para a estabilidade.
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 Outros exemplos de Ligação Covalente:
Ex.: H2 (gás hidrogênio) e N2 (gás nitrogênio).
Distribuição eletrônica H (Z=1): 1s1
Distribuição eletrônica N (Z= 7): 1s2 2s2 2p3
 Ligação Metálica:
 Este tipo de ligação ocorre entre dois ou mais átomos de metais;
 Todos os átomos envolvidos perdem elétrons de suas camadasTodos os átomos envolvidos perdem elétrons de suas camadas
mais externas, que se deslocam mais ou menos livremente entre
eles, formando uma nuvem eletrônica (também conhecida como
"mar de elétrons");
 Se aplicarmos um campo elétrico a um metal, orientamos o
movimento dos elétrons numa direção preferencial, ou seja,
geramos uma corrente elétrica (que é um fluxo ordenado de
cargas elétricas);
 A regra do octeto não é satisfatória para explicar a ligação A regra do octeto não é satisfatória para explicar a ligação
metálica.
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 Ligação Metálica:
 As substâncias metálicas conduzem a eletricidade no estado
sólido e no líquido;
 Ligas metálicas são misturas de dois ou mais elementos, sendo
que a totalidade (ou pelo menos a maior parte) dos átomos
presentes é de elementos metálicos;
 Exemplos de Ligas Metálicas:
Ouro 18 quilates Zíper de latão Panelas de aço 
inoxidável
Trompa de latão Medalha de bronze
 Conceito de Eletronegatividade:
 Átomos dos diversos elementos químicos apresentam diferentes
tendências para atrair elétrons;
 Denomina-se eletronegatividade a tendência que o átomo
apresenta para atrair elétrons, num contexto em que se acha
ligado a outro(s) átomo(s);
 De modo geral, a eletronegatividade aumenta da esquerda para a
direita ao longo de um período (linha) e de baixo para cima ao
longo de um grupo (coluna).
O flúor é o elemento de
maior eletronegatividade.
F > O > N ≈ Cl > Br > I ≈ S ≈ C > P ≈ H > metais
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 Ligações Polares:
 Considere uma molécula de HF. O par de elétrons compartilhado não
é atraído igualmente por ambos os átomos, uma vez que o flúor é
mais eletronegativo que o hidrogênio;mais eletronegativo que o hidrogênio;
H F Compartilhamento desigual: o flúor atrai os elétrons com mais intensidade que o hidrogênio.
 Embora o par de elétrons seja compartilhado, ele se encontra mais
deslocado no sentido do flúor. Dizemos que no flúor aparece uma
carga parcial negativa (simbolizada por δ-) e no hidrogênio uma
carga parcial positiva (δ+);
 A ligação entre H e F é chamada de ligação covalente polar, pois A ligação entre H e F é chamada de ligação covalente polar, pois
nela existem dois polos elétricos, um negativo e outro positivo;
 Uma ligação covalente será polar se os dois átomos que
estabelecem essa ligação possuírem diferentes eletronegatividades.
H F
δ+ δ-
Ligação Covalente Polar
 Ligações Apolares: Considere, agora, o caso da molécula de H2. Como ambos os
átomos possuem a mesma eletronegatividade, não há polarização
da ligação e dizemos que se trata de uma ligação covalente apolar;da ligação e dizemos que se trata de uma ligação covalente apolar;
H H Ligação Covalente Apolar
∆ = zero
 Uma ligação covalente será apolar se os dois átomos que
estabelecem essa ligação covalente tiverem eletronegatividades
iguais.
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 Ligação Iônica X Ligação Covalente:
ClCl ∆ = zero (covalente apolar)
ClBr ∆ = 3,0 – 2,8 = 0,2 (covalente polar)
ClI ∆ = 3,0 – 2,5 = 0,5 (covalente polar)
ClH ∆ = 3,0 – 2,1 = 0,9 (covalente polar)
ClK ∆ = 3,0 – 0,9 = 2,1 (iônica)
 Como podemos perceber, à medida que a diferença de
eletronegatividade aumenta, os elétrons passam a ser cada vez mais
predominantemente atraídos por um dos átomos.
 Ligação Iônica X Ligação Covalente:
 A ligação iônica pode ser encarada como um caso extremo da
ligação covalente polar, em que a diferença de eletronegatividade é
tão grande que o elétron é transferido de um átomo para outro emtão grande que o elétron é transferido de um átomo para outro em
vez de ser compartilhado por ambos;
 A fronteira entre a ligação covalente e iônica não é algo
extremamente claro e bem definido;
 De modo geral, pode-se considerar que valores de ∆ acima de 2
indicam ligação com forte caráter iônico. E valores abaixo de 1,5
indicam ligação com caráter predominantemente covalente.
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 Vetor Momento de Dipolo:
 Como já vimos, na ligação que existe na molécula de HF ocorre o
aparecimento de polos elétricos, e ela recebe o nome de ligação
covalente polar;covalente polar;
 A polarização da ligação apresenta uma direção, um sentido e uma
intensidade (que depende da diferença de eletronegatividade).
Assim, podemos representar a polarização por um vetor;
 Vetor momento de dipolo ou momento dipolar ( μ ) é aquele que
representa a polarização de uma ligação covalente.
H F
≠ 0
Vetor momento de dipolo não nulo
μ ≠ 0
 As ligações apolares possuem vetor momento de dipolo nulo (μ = 0);
 Como exemplo, considere o caso da ligação na molécula de H2:
H H
μ = 0 Vetor momento de dipolo nulo
 Moléculas Polares e Apolares:
 Nas moléculas formadas por dois átomos, se a ligação for polar, a
molécula será polar. E, se a ligação for apolar, a molécula será
apolar;p ;
 No caso de moléculas com mais de dois átomos, a análise fica um
pouco mais complicada porque cada ligação tem um vetor. Para
saber se a molécula é polar ou apolar, devemos somar todos os
vetores e concluir se o vetor resultante é nulo ou não.
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 Casos em que não há um único átomo central:
 Moléculas mais complexas, que não apresentam um único átomo
central, também podem ser analisadas por meio da soma de vetores:
 À medida que o grau de complexidade da molécula aumenta, a
análise se torna mais difícil. Em alguns casos, é útil saber de
antemão se uma substância é polar ou apolar. Eis alguns exemplos:
 Compostos Polares: metanol (CH3OH), álcool comum (etanol
CH3CH2OH), éter etílico (CH3CH2OCH2CH3) e acetona (H3CCOCH3);
 Compostos Apolares: derivados diretos do petróleo (gasolina,
benzeno, querosene, óleo diesel, óleo lubrificante, parafina,, q , , , p ,
vaselina, etc.), óleos e gorduras de origem animal ou vegetal.
 O que a solubilidade de substâncias tem a ver com a polaridade das 
moléculas?
 Levando-se em consideração as três misturas abaixo:
 Lembrando que água e etanol são polares e que a gasolina eq g p q g
querosene são apolares, os resultados experimentais relatados
acima permitem ilustrar uma tendência geral que se observa:
Soluto polar tende a se dissolver bem em solvente polar.
Soluto apolar tende a se dissolver bem em solvente apolar.
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 O que mantém as moléculas unidas nos estados sólido e líquido são
as chamadas forças intermoleculares;
 São fundamentalmente de três tipos: interações dipolo permanente-
dipolo permanente ligações de hidrogênio e interações dipolodipolo permanente, ligações de hidrogênio e interações dipolo
instantâneo-dipolo induzido;
 Dipolo-Dipolo ou Interação Dipolar:
 Essas interações ocorrem entre moléculas polares de substâncias
como HCl, HBr, HI, H2S, H2Se, H2Te, PH3, AsH3, SbH3, éter e acetona;
 Nestes compostos líquidos ou sólidos são essas as forças que
mantém as moléculas unidas, o mesmo acontecendo em todas as
b tâ i lsubstâncias polares;
 Ligações de Hidrogênio:
 Os átomos de flúor (F), oxigênio (O) e nitrogênio (N) são pequenos e
muito eletronegativos. Quando eles estão ligados a um átomo de
hidrogênio haverá uma grande polarização dessa ligação;hidrogênio, haverá uma grande polarização dessa ligação;
 Devido à intensidade desse polo, o átomo de hidrogênio interage
com o par de elétrons de outra molécula vizinha;
 Trata-se de uma interação mais forte do que as do tipo dipolo-
dipolo;
 Na água (H2O), no fluoreto de hidrogênio (HF) e na amônia (NH3),
líquidos ou sólidos, são essas forças que mantêm as moléculasq , ç q
unidas;
 As ligações de hidrogênio são interações que ocorrem tipicamente
entre moléculas que apresentem átomo de H ligado a F, O e N.
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 Dipolo Instantâneo-Dipolo Induzido ou Forças de Dispersão de
London:
 Essas interações são decorrentes de distorções momentâneas da
nuvem eletrônica das moléculas, que ocorrem durante uma pequenanuvem eletrônica das moléculas, que ocorrem durante uma pequena
fração de segundo, deslocando a nuvem eletrônica para uma das
extremidades da molécula, criando um dipolo instantâneo;
 Essas interações ocorrem em todas as substâncias, polares ou
apolares;
 As atrações desse tipo são mais fracas do que entre dipolos
permanentes;
A d f ã ú i ti d i t ã i t l l Apesar de fracas, são o único tipo de interação intermolecular que
ocorre entre as moléculas das substâncias apolares.
 Comparando moléculas com tamanhos e massas parecidos, pode-se
afirmar que a intensidade dos diferentes tipos de forças
intermoleculares varia na seguinte ordem:
Dipolo instantâneo-
dipolo induzido
Dipolo permanente-
dipolo permanente
Ligações de
hidrogênio
Aumenta a intensidade das forças intermoleculares
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 Relação com Ponto de Ebulição:
 Quando uma substância molecular passa do estado líquido (ou
sólido) para o estado gasoso, ocorre o rompimento de ligações
intermoleculares;intermoleculares;
 As substâncias apresentam diferentes pontos de ebulição
basicamente por causa de dois fatores: o tamanho da molécula e o
tipo de força intermolecular existente na substância;
 Ao compararmos duas substâncias com o mesmo tipo de interação
intermolecular, a que tiver maior tamanho (estimado pela maior
massa molecular) possuirá maior ponto de ebulição;
A d b tâ i l l Ao compararmos duas substâncias com massas moleculares
próximas, a que tiver forças intermoleculares mais intensas
possuirá maior ponto de ebulição.
 Relação com Ponto de Ebulição:
Ponto de ebulição (PE) das substâncias 
simples dos halogênios
Neste caso, todas as
substâncias são formadas
por moléculas apolares,
F2<Cl2<Br2<I2
Substância PE (ºC)
Flúor (F2) -188
Cloro (Cl2) -34
Bromo (BR2) 59
Iodo (I2) 184
por moléculas apolares,
apresentando interações
dipolo instantâneo - dipolo
induzido. Assim, é o tamanho
das moléculas que determina
os pontos de ebulição.
Ponto de ebulição (PE) dos haletos de hidrogênio
Substância PE (ºC)
Fluoreto de hidrogênio (HF) +20
Cloreto de hidrogênio (HCl) -85
Brometo de hidrogênio (HBr) -66
Iodeto de hidrogênio (HI) -36
Já neste caso, as
substâncias são formadas
por moléculas polares,
apresentando interações
dipolo - dipolo.
HCl<HBr<HI
HF>HCl