( 1º Bimestre ) Resumo de Química Geral Parte 1 Revisão do 1º Ano

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Colégio Naval
Resumo da disciplina de química
1°Parte
Al. 2004 Costa
Prof. Eric de Oliveira
Sumário
Evolução dos modelos atômicos
Características do átomo
Classificação periódica
Propriedade periódica
Ligações químicas
Polaridade das ligações
Forças intermoleculares
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.
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.
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.
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.
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.
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 elementos da 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 consideradoà 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 ligação química.
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 entreos 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