Resumo de quimica parte1

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Colégio Naval 
 
 
 
 
 
Resumo da disciplina de química 
1°Parte 
 
 
 
 
 
 
Al. 2004 Costa 
Prof. Eric de Oliveira 
 
 
Sumário 
 
 
 
 
1) Evolução dos modelos atômicos 
2) Características do átomo 
3) Classificação periódica 
4) Propriedade periódica 
5) Ligações químicas 
6) Polaridade das ligações 
7) Forças intermoleculares 
8) Radioatividade 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
1)Evolução dos Modelos Atômicos: 
Modelos atômicos foram sugeridos, desde a Antiguidade, por gregos como Demócrito de 
Abdera (420 a.C.) e Leucipo (450 a.C.), que já afirmavam que a matéria era composta por 
pequenas partículas que receberam a denominação de átomo, palavra que em grego 
significa indivisível. Esse modelo é um modelo filosófico sem forma definida e sem núcleo, 
e não tem nenhuma base científica. 
1.1) Modelo atômico de Dalton: (Bola de bilhar) 
John Dalton, no séc. XIX (a partir de 1803), retomou a idéia dos átomos como 
constituintes básicos da matéria. Para ele os átomos seriam partículas pequenas, 
indivisíveis e indestrutíveis. Cada elemento químico seria constituído por um tipo de 
átomos iguais entre si. Quando combinados, os átomos dos vários elementos formariam 
compostos novos. 
1.2) Modelo atômico de thomson: (Pudim de passas) 
Em 1898, com base nas evidências experimentais e no fato da matéria ser 
eletricamente neutra, Thomson apresentou seu modelo atômico. Como a massa dos 
elétrons fosse insignificante quando comparada a dos prótons, a massa do átomo 
equivaleria praticamente à massa dos prótons. Os elétrons, uniformemente 
distribuídos entre os prótons garantiriam o equilíbrio elétrico, evitando a repulsão 
mútua dos prótons. Seu modelo consistia, portanto, em uma esfera maciça de carga 
elétrica positiva, incrustada por igual número de cargas negativas (os elétrons), e foi 
chamado de “pudim com passas”. 
No modelo de Thomson, os elétrons possuíam um único movimento possível, o da 
vibração. 
 
1.3) Modelo atômico de Rutherford: 
Mais tarde Rutherford demonstrou que a maior parte do átomo era espaço vazio, 
estando a carga positiva localizada no núcleo (ponto central do átomo), tendo este a 
maior parte da massa do átomo. Os elétrons estariam a girar em torno do núcleo. 
Rutherford também descobriu a existência dos protons, as partículas com carga 
positiva que se encontram no núcleo. 
1.4) Modelo atômico de Bohr: 
Bohr apresentou alterações ao modelo de Rutherford: os elétrons só podem ocupar 
níveis de energia bem definidos, e os elétrons giram em torno do núcleo em órbitas 
com energias diferentes. As órbitas interiores apresentam energia mais baixa e à 
medida que se encontram mais afastadas do núcleo o valor da sua energia é maior. 
Quando um eletron recebe energia suficiente passa a ocupar uma órbita mais externa 
(com maior energia) ficando o átomo num estado excitado. Se um eletron passar de 
uma órbita para uma outra mais interior liberta energia. 
Os eletron tendem a ter a menor energia possível - estado fundamental do átomo. 
1.5) Níveis, subniveis e orbitais: 
Conforme demonstrado por Sommerfeld, cada nível de energia é constituído por um ou 
mais Subniveis e estes são designados pelas letras minúsculas s, p, d, f, g, h, i, j,... 
Nos elementos conhecidos atualmente encontramos apenas quatro tipos de subniveis: s, 
p, d e f e estes subniveis têm energias diferentes entre si: s<p<d<f. 
Subnível N° Máx. de elétrons Representação 
s 2 s2 
p 6 p6 
d 10 d10 
f 14 f14 
Para distribuir os elétrons pelos subníveis é fundamental considerar que os elétrons 
devem entrar no átomo segundo a ordem crescente de energia dos subníveis. E deve-se 
respeitar, também, o número máximo de elétrons permitido em cada subnível. Linus 
Pauling determinou, num diagrama, a ordem crescente de energia dos subníveis para os 
elementos conhecidos, que apresentam no máximo sete níveis de energia e somente 4 
subníveis. 
 
 
2)Características do átomo: 
Número Atômico (Z) 
 A carga do núcleo, ou seu número de prótons, é a grandeza que caracteriza cada 
elemento, sendo este número denominado número atômico. (Z = n° de prótons) 
 Como num átomo o número de prótons é igual ao número de elétrons, ao ser 
fornecido o número atômico (Z) de um átomo, serão fornecidas duas informações: o n° 
de prótons e o n° de elétrons. 
Numero de Massa (A) 
A massa do átomo depende fundamentalmente dos seus prótons e nêutrons, já que a 
massa do elétron é desprezível. Logo, número de massa é a soma do n.ºde prótons 
(p) com o n.ºde nêutrons (n) presentes no núcleo de um átomo. 
(A = p + n) 
Simbologia do Elemento Químico: 
A A 
 X ou X 
Z Z 
Obs.: 
Os cátions são formados, a partir dos átomos, pela perda de elétrons. 
Os ânions são formados quando os átomos "ganham" elétrons, que irão se 
"acomodar" na sua camada de valência. 
 3) Classificação Periódica: 
Períodos ou séries 
A localização dos diversos elementos nos respectivos períodos está relacionada com 
o numero de níveis eletrônicos (camadas) dos elementos, ou seja, a ordem do período 
corresponde ao numero de camadas que os elementos apresentam. Elementos 
situados num mesmo período apresentam mesmo numero de níveis. 
Existem sete períodos e são: 
• 1º: Camada K 
• 2º: Camada L 
• 3º: Camada M 
• 4º: Camada N 
• 5º: Camada O 
• 6º: Camada P 
• 7º: Camada Q 
Famílias ou grupos 
A tabela atual é constituída por 18 famílias, sendo que cada uma delas agrupa elementos 
com propriedades químicas semelhantes devido ao fato de apresentarem a mesma 
configuração eletrônica na sua camada de valência. 
 
 
Famílias A e Zero 
 
Essas famílias são constituídas pelos elementos representativos, sendo que todos esses 
elementos apresentam o seu elétron mais energético situado nos subniveis s ou p. 
 
Nas famílias de IA a VIIA, o número da família indica a quantidade de elétrons 
existentes na camada de valência. 
 
Já a família zero (0) recebeu esse número para indicar que a reatividade dos seus 
elementos em condições ambientes é nula. Na sua maioria, os elementos dessa família 
apresentam oito elétrons na camada de valência. O grupo zero também é conhecido como 
VIIIA. 
 
 
Família 1 (1A) - Alcalinos 
Família 2 (2A) - Alcalino-terrosos 
Família 13 (3A) - Família do boro 
Família 14 (4A) - Família do carbono 
Família 15 (5A) - Família do nitrogênio 
Família 16 (6A) - Calcogênios 
Família 17 (7A) - Halogênios 
Família 18 (Zero) - Gases Nobres 
 
Obs.: 
O elemento químico Hidrogênio é representado na coluna IA por apresentar 1 elétron no 
subnivel s de sua camada de valencia, porem não faz parte dos metais alcalinos, porque 
apresenta propriedades químicas diferentes. 
 
Família B 
 
As famílias B, incluindo as duas linhas horizontais separadas do corpo principal da tabela, 
são constituídas pelos elementos de transição e apresentam seu elétron mais energético 
situados nos subníveis d ou f. 
Os elementos de transição externa ou, simplesmente, elementos de transição, têm como 
principal característica apresentar o seu elétron mais energético situado em um subnivel 
d. 
 
Os elementos de transição interna são os elementos que apresentam seu elétron mais 
energético situado em um subnivel f. Constituem as séries dos lantanídeos e actinídeos e 
encontram-se deslocadas do corpo central da tabela, apresentando respectivamente 6 e 7 
camadas eletrônicas; por isso, estão localizadas respectivamente no 6.º e 7.ºperíodos. 
 
 
 
 
 
 
Além disso, podemos classificar os elementos de acordo com suas propriedades físicas 
nos seguintes grupos: 
 
Metais: Eles constituem a maioria dos elementosda tabela. São bons condutores de 
eletricidade e calor, são maleáveis e dúcteis, possuem brilho metálico característico e são 
sólidos, com exceção do mercúrio. 
 
Não-Metais: São os mais abundantes na natureza e, ao contrário dos metais, não são 
bons condutores de calor e eletricidade, não são maleáveis e dúcteis e não possuem 
brilho. 
 
Gases Nobres: São no total 6 elementos e sua característica mais importante é a inércia 
química. 
 
Hidrogênio: O hidrogênio é um elemento considerado à parte por ter um comportamento 
único. 
 
4) Propriedade periódica: 
 
Raio atômico 
 
 
Essa propriedade se relaciona com o tamanho do átomo, e para comparar esta medida é 
preciso levar em conta dois fatores: 
 
- Quanto maior o número de níveis, maior será o tamanho do átomo; 
 
- O átomo que apresenta maior número de prótons exerce uma maior atração sobre seus 
elétrons. 
 
Energia de Ionização 
 
 
Energia necessária para remover um ou mais elétrons de um átomo isolado no estado 
gasoso: quanto maior o tamanho do átomo, menor será a energia de ionização. 
 
- Em uma mesma família esta energia aumenta de baixo para cima; 
 
- Em um mesmo período a Energia de Ionização aumenta da esquerda para a direita. 
 
Afinidade eletrônica 
 
 
É a energia liberada quando um átomo no estado gasoso (isolado) captura um elétron. Em 
uma família ou período, quanto menor o raio, maior a afinidade eletrônica. 
 
Eletronegatividade 
 
 
 
Força de atração exercida sobre os elétrons de uma ligação. Na tabela periódica a 
eletronegatividade aumenta de baixo para cima e da esquerda para a direita. 
 
Essa propriedade se relaciona com o raio atômico, sendo que, quanto menor o tamanho 
de um átomo, maior será a força de atração sobre os elétrons. 
 
5) Ligações químicas 
 
Existem mais de um milhão de substâncias catalogadas e estudadas, e é possível que 
outras tantas venham a ser conhecidas. Tão grande número de substâncias, formadas 
com um número relativamente pequeno de elementos, demonstra, de maneira 
incontestável, o princípio de que os átomos buscam uma configuração mais estável 
combinando-se uns com os outros. Quando átomos ou íons derivados destes se unem 
entre si, dizemos que entre eles se estabeleceu uma l i g a ç ã o q u í m i c a . 
Como a parte mais externa dos átomos é a sua eletrosfera e para ocorrer uma ligação 
química é necessário que os átomos ou íons se aproximem, é fácil perceber que os 
elétrons mais externos são os responsáveis pelo tipo de ligação química que se 
estabelece, podendo haver formação de agregados iônicos ou moléculas. 
As únicas substâncias formadas por átomos isolados são os gases nobres. Como não se 
formam ligações químicas entre seus átomos, concluímos que eles já são estáveis. 
 
Existe uma lei geral da natureza segundo a qual todos os sistemas têm tendência a 
aumentar a sua estabilidade. Isso pode ser conseguido se os átomos adquirirem a 
configuração estável, com oito elétrons na camada de valência (ou dois, se esta for K). A 
configuração estável pode ser obtida através do compartilhamento de elétrons entre eles 
ou da transferência de elétrons de um átomo para o outro. Dessa maneira, formam-se as 
ligações químicas entre os átomos. 
 Essa é a teoria do octeto, proposta em 1916, pelos químicos Kossel, Lewis e Langmu r.. 
 
 
Ligação Iônica ou Eletrovalente 
 
Como o próprio nome indica, a ligação iônica ocorre entre íons positivos e negativos, e é 
caracterizada pela existência de forças de atração eletrostática entre os íons. 
 
A ligação iônica ocorre, então, entre elementos que apresentam tendências opostas, ou 
seja, é necessário que um dos átomos possua tendência a perder elétrons e o outro a 
receber elétrons. 
 
Na maioria das vezes, os átomos que perdem elétrons são os metais das famílias IA, IIA e 
IIIA e os átomos que recebem elétrons são os ametais das famílias VA, VIA e VIIA. O 
hidrogênio apresenta na sua primeira e única camada, um elétron, atingindo a 
estabilidade, neste tipo de ligação, ao receber mais um elétron. 
 
Na transferência de um elétron do átomo de Na para o de Cl, formam-se os íons Na+ 
(cátion) e Cl-(ânion). Os íons Na+ e Cl- atraem-se mutuamente, pois têm cargas elétricas 
opostas. Dessa atração resulta a ligação química da substância cloreto de sódio, que é 
constituída por um conjunto desses íons na proporção 1:1, formando um retículo cristalino 
(sólido), onde a soma das cargas elétricas é igual a zero. 
 
Resumo: 
 
Cátion Ânion Agregado iônico 
 X+ Y- 
 A B -------------------------------- Ay Bx 
 
Ligação covalente ou Molecular 
 
Esse tipo de ligação, chamada ligação, ocorre entre átomos com tendência de receber 
elétrons. No entanto, como não é possível que todos recebam elétrons, os átomos 
envolvidos na ligação apenas compartilham um ou mais pares de elétrons da camada de 
valência, sem "perdê-los" ou "ganhá-los" definitivamente. 
 
Os pares eletrônicos que se formam são constituídos por um par de elétrons de cada 
átomo e pertencem simultaneamente a ambos os átomos ligados, do mesmo modo que a 
parede divisória entre dois aposentos é contada para cada um deles. Como essa ligação 
ou valência é comum aos dois átomos, é chamada covalencia. Como sempre une átomos 
na formação de moléculas, é também chamada de ligação molecular. 
 
A ligação covalente resulta do compartilhamento de um par eletrônico entre os átomos. A 
força da ligação resulta da atração entre estes elétrons compartilhados e os núcleos 
positivos dos átomos que participam da ligação. Neste sentido, os elétrons servem como 
uma espécie de "cola" que liga os átomos entre si. Esse par eletrônico passa a pertencer 
simultaneamente aos dois átomos, não importando se os átomos são iguais ou diferentes. 
Para entendermos melhor, usaremos o gás hidrogênio (H2)como exemplo, por ser a 
molécula mais simples e a menor existente, além de ser a mais abundante no nosso 
sistema solar e, talvez, do Universo. 
 
Suponha dois átomos de hidrogênio, cada um com seu núcleo e seu único elétron, a uma 
distância “grande”. À medida que eles são aproximados, a força atrativa entre ambos 
cresce e tende a fazê-los ficar cada vez mais próximos. Caso esta aproximação continue, 
as forças atrativas atingem um valor máximo e começam a enfraquecer, decrescendo até 
desaparecerem por completo. A partir deste momento surgem forças repulsivas que 
crescem abruptamente com a aproximação interatômica. 
 
Ligação covalente coordenada ou dativa 
 
A ligação covalente coordenada é um tipo de ligação covalente que ocorre quando um dos 
átomos envolvidos já atingiu a estabilidade e o outro participante necessita ainda de dois 
elétrons para completar sua camada de valência. O átomo que já adquiriu a estabilidade 
por meio de ligações anteriores compartilha um par de seus elétrons com o outro átomo, 
ainda instável. 
 
A ligação coordenada é indicada por uma seta, no sentido do elemento já estável para o 
elemento que precisa compartilhar o par eletrônico. 
 
6) Polaridade das ligações 
 
Nas moléculas formadas por átomos de um mesmo elemento químico (substâncias 
simples), por exemplo, gás hidrogênio (H2) ou gás cloro (Cl2), o par eletrônico 
compartilhado pelos átomos origina uma nuvem eletrônica que se distribui uniformemente 
ao redor dos núcleos dos átomos participantes da ligação. A distribuição uniforme da 
nuvem eletrônica ao redor dos núcleos está relacionada com a força de atração exercida 
pelos átomos sobre os elétrons da ligação. Nos dois exemplos mencionados, os átomos 
ligados sendo do mesmo elemento químico, possuem a mesma eletronegatividade,exercendo a mesma atração sobre os elétrons da ligação. Podemos concluir então, que 
nas ligações entre átomos de mesma eletronegatividade, não ocorre acúmulo de elétrons 
em nenhuma região, ou seja, não há formação de pólos. Essas ligações são apolares. 
 
Entretanto, numa ligação entre átomos com diferentes eletronegatividades, a distribuição 
da nuvem eletrônica não é uniforme, acarretando aumento na densidade da nuvem 
eletrônica ao redor de um dos átomos participantes da ligação. Essa densidade eletrônica 
é sempre maior ao redor do átomo de maior eletronegatividade. Essas ligações são 
polares. 
 
Comparando a molécula de HCl com a molécula de HF (gás fluorídrico), nota-se que a 
polarização é mais acentuada no HF, devido à maior diferença de eletronegatividade entre 
os átomos participantes da ligação. 
 
Ligação covalente apolar ligação covalente polar ligação iônica 
------------------------------------------------------------------------------------------------------ > 
 Polaridade crescente 
 
Obs.: Ligações iônicas são sempre polares. 
 
7) Forças intermoleculares 
 
As forças intermoleculares são forças de atração que ocorrem entre as moléculas 
(intermoleculares), mantendo-as unidas, e são bem mais fracas, quando comparadas às 
forças intramoleculares (ligação iônica e covalente), encontradas entre íons e átomos, que 
formam a substância. 
 
 
As moléculas de uma substância sólida ou líquida se mantêm unidas através da atração 
existente entre elas. Quanto maior for a força de atração maior será a coesão entre as 
moléculas. Isso ocasionará um aumento nos pontos de fusão e ebulição da substância. As 
moléculas dos gases praticamente não exercem forças de atração entre si. Por isso os 
gases apresentam baixo ponto de ebulição e extrema facilidade de se expandir. As forças 
intermoleculares são classificadas em dois tipos: Força de Van der Waals e Ligação de 
hidrogênio. 
Forças dipolo-dipolo 
 
A interação química Dipolo-dipolo ou Dipolo Permanente é uma das propriedades de Van 
der Waals. É basicamente a força de atração que ocorre entre duas moléculas polares, 
ligando-as pelos seus respectivos pólos, ou seja, o pólo positivo de uma molécula se liga 
ao pólo negativo da outra molécula. 
 
Forças dipolo induzido- dipolo induzido 
 
A deformação momentânea das nuvens eletrônicas gera a formação de um pequeno na 
molécula apolar que, por sua vez, provoca o aparecimento de um dipolo induzido, também 
instantâneo, na molécula vizinha. Surgem então as forças atrativas do tipo dipolo induzido 
– dipolo induzido. 
Ligação de hidrogênio 
O átomo de hidrogênio tem propriedades especiais por ser um átomo muito pequeno, sem 
elétrons no interior: por dentro da camada de valência há apenas o núcleo do átomo, 
o próton. Uma das propriedades que só o átomo de hidrogênio apresenta é a capacidade 
de exercer uma força de atração intermolecular chamada ligação de hidrogênio, ou ponte 
de hidrogênio. A ligação de hidrogênio só pode ocorrer quando o hidrogênio estiver ligado 
a um átomo pequeno e muito eletronegativo: apenas F, O, N satisfaz as condições 
necessárias. Quando o hidrogênio está ligado a um átomo muito eletronegativo, a 
densidade eletrônica em torno do próton fica bem baixa; esta parte da molécula é então 
fortemente atraída pelos pares de elétrons do F, O, N de outra molécula, estabelecendo a 
ligação de hidrogênio. 
 
 
 
8) Radioatividade 
A radioatividade é definida como a capacidade que alguns elementos fisicamente 
instáveis possuem de emitir energia sob forma de partículas ou radiação eletromagnética. 
Anos se passaram e a ciência foi evoluindo até ser possível produzir a radioatividade em 
laboratório. Veja a diferença entre radiação natural e artificial: 
• Radioatividade natural ou espontânea: é a que se manifesta nos elementos radioativos e 
nos isótopos que se encontram na natureza. 
• Radioatividade artificial ou induzida: é aquela produzida por transformações nucleares 
artificiais. 
 
Emissões 
radioativas 
naturais 
Natureza 
Velocidade 
relativa à 
da luz (c) 
Poder de 
penetração 
relativo 
Poder de 
ionização 
relativo 
a 
2 prótons + 
2 nêutrons 
5 a 10% 1 10 000 
b elétron 40 a 95% 100 100 
g 
Onda 
eletromagnética 
100% 10 000 1 
Fissão atômica - Transmutação com divisão do núcleo, dando dois núcleos menores. É a 
transmutação da bomba atômica. 
Fusão nuclear - Transmutação com união de dois núcleos, dando um único núcleo. É a 
transmutação da bomba de hidrogênio 
A meia vida de um elemento radioativo é o intervalo de tempo em que uma amostra deste 
elemento se reduz à metade. Este intervalo de tempo também é chamado de período de 
semidesintegração. 
M = massa residual (kg) 
Mo = massa inicial (kg) 
X = quantidade de meias-vidas