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AV1 Química

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COMO A MATÉRIA SE APRESENTA?
Quando observamos e estudamos uma porção limitada da matéria, passamos a chamá-la de sistema em estudo. Alguns desses sistemas se apresentam uniformes, como a água límpida, o leite, um fragmento de ouro, etc., e outros não-uniformes, como uma pedra que possui pontos claros e escuros ou um pedaço de madeira com veios de diferentes cores. Em decorrência dessas observações, surgiram as seguintes classificações:
·	sistemas homogêneos: apresentam-se uniformes e com características iguais em todos os seus pontos;
·	sistemas heterogêneos: não apresentam-se uniformes nem têm características iguais em todos os seus pontos.
FASES DE UM SISTEMA
Em um sistema heterogêneo, as porções homogêneas são chamadas de fases. No sistema água/oléo, por exemplo, temos duas fases líquidas enquanto no caso do granito, temos três fases sólidas (o conjunto dos pontos brilhantes, o dos pontos escuros e massa acizentada). Dessa forma, os sistemas podem ser classificados quanto ao número de fases:
·	sistemas monofásicos: têm uma única fase (são homogêneos);
·	sistemas polifásicos: possuem mais de uma fase (são heterogêneos).Os sistemas polifásicos podem ser bifásicos (água/óleo), trifásicos (granito) e assim por diante.
Obs.: É importante não confundir as fases de um sistema com seus componentes. Num bécker com água, gelo e sal de cozinha, temos três fases (duas sólidas, formadas pelo gelo e sal precipitado e uma líquida, formada pela água e o sal dissolvido), porém apenas dois componentes (água e sal). É também importante notar que uma fase pode estar subdividida em muitas porções. Dessa forma, se tivermos, por exemplo, um sistema formado por água líquida e cinco pedações de gelo, ainda teremos um componente e duas fases.
COMO A MATÉRIA SE APRESENTA?
Ao compararmos um copo com água pura com outro copo com água e açúcar, totalmente dissolvido, nossa visão não irá notar nenhuma diferença, mas pelo paladar, percebemos a diferença entre uma e outra. Assim, temos que:
·	pela visão, diferenciamos materiais homo dos heterogêneos;
·	pelo paladar, diferenciamos salgado, doce, azero, amargo;
·	pelo olfato, percebemos desde um perfume até um odor extremamente desgradável.
À essas propriedades que impressionam nossos sentidos, chamamos propriedas organolépticas. Considerando que NUNCA se deve provar ou cheirar substâncias desconhecidas, pois isso pode levar à morte, a Ciência desenvolveu aparelhos e medidas, que ainda serão apresentadas, com essa finalidade.
TRANSFORMAÇÕES DA ÁGUA
Em nosso cotidiano, notamos que o gelo derrete sob a ação do calor, virando água e que a água ferve, sob ação de calor mais intenso, transformando-se em vapor. Esses três estados, sólido, líquido e gasoso, são chamados de estados físicos ou de agregação da matéria e as transformações de um estado para outro, de mudanças de estado físico da matéria. Essas mudanças recebem os nomes gerais mostrados no esquema abaixo:
CURVAS CARACTERÍSTICAS
As substâncias puras são aquelas formadas por apenas uma variedade de molécula. Por conta disso, possuem ponto de fusão, solidificação e ponto de ebulição constantes, e sua composição é bem definida. De uma forma geral, as substâncias puras podem ser classificadas de duas formas:
·	Substâncias puras simples: São compostos químicos formados por átomos de um mesmo elemento químico (H2, O3, O2, S8, He);
·	Substâncias puras compostas: São compostos químicos formados por átomos de elementos químicos diferentes (CO2, KMnO4).
P.s.: Hélio pode ser tanto o elemento quanto a substância, pois se trata de um átomo que sempre permanece isolado.
Se aquecermos uma substância pura, água nesse caso, e utilizarmos um termômetro para medir como ela se comporta durante o aquecimento, encontramos uma curva parecida com a seguir:
Obs.: a curva mostrada corresponde à água, mas para qualquer substância pura, a curva se comporta dessa forma, havendo mudanças apenas nos ponto de fusão (P.F.) e (P.E.) e suas durações.
Já as misturas são uma associação de duas ou mais substâncias diferentes (independentemente se são simples ou compostas). A maioria dos materiais encontrados na natureza não são substâncias puras, mas sim misturas de mais de um tipo de molécula na sua constituição. As espécies químicas presentes na mistura são denominadas componentes. Como temos duas substâncias diferentes juntas, cada uma possui seu P.E., P.F. e P.S. específicos, influenciando na curva. Assim, as misturas apresentam características físicas (ponto de fusão, ponto de ebulição, densidade, tenacidade etc.) diferentes e variáveis (não fixas) em comparação com as substâncias que a compõem. As misturas também podem ser classificadas:
·	misturas homogêneas: apresentam apenas uma fase (um único aspecto visual). São formadas quando um material tem a capacidade de dissolver outro. Exemplos: O soro fisiológico, gua e cloreto de sódio; água e glicose; gasolina e etanol; ar atmosférico, ácido acético e água; petróleo (gasolina, querosene, óleo lubrificante etc.);
·	misturas heterogêneas: apresentam mais de uma fase, sendo formadas quando um material não dissolve outro. Exemplos: leite, Granito; Sangue; Água e areia; Água e óleo; Água e gasolina.
Abaixo, é possível observar a curva de aquecimento de uma mistura entre água (H2O) e sal de cozinha (NaCl):
Como é notável, a fusão e a ebulição não ocorrem mais em uma temperatura constante, o que diferencia visivelmente uma curva de aquecimento de uma mistura de uma curva de aquecimento de uma substância. Entretanto, existem dois tipos de misturas que possuem gráficos específicos e que merecem atenção para que não haja confusão, sendo elas:
Mistura Eutética: É uma substância que se comporta como se fosse uma substância pura somente durante o ponto de solidificação ou fusão. Exemplos: Liga metálica feita de 40% de cádmio e 60% de bismuto (ponto de fusão constante igual a 140°C), estanho e chumbo (solda), sal de cozinha e gelo, etc.
Mistura Azeotrópica: Mistura de composição definida que possui ponto de ebulição ou de condensação constante, comportando-se neste ponto como uma substância pura. Exemplo: mistura de 96% de álcool etílico e 4% de água (ponto de ebulição constante de 78,2°C).
A seguir, é possível enxergar como se caracterizam as curvas de aquecimento dessas misturas, respectivamente:
UM POUCO MAIS A RESPEITO DAS SUBSTÂNCIAS PURAS 
EXERCÍCIOS
UMA MEDIÇÃO IMPORTANTE: A DENSIDADE
No cotidiano, é comum dizermos, por exemplo, que o chumbo ''pesa'' mais do que a madeira. No entanto, 1 kg de chumbo afunda, enquanto 1 kg de madeira flutua na água. É fácil perceber, porém, que tal comparação só se torna justa e racional quando feita entre volumes iguais:
Surge dessa comparação o conceito de densidade dos materiais, entendida como a massa dos ''pedaços'' iguais (volumes iguais'' dos vários materiais (no exemplo acima, pequenos cubos de volume igual a 1 cm³). Matematicamente, a densidade é dada pelo quociente da massa pelo volume de material (a uma determinada temperatura).
Um caso particular importante é o da medição das densidades dos líquidos, que é feita diretamente pelos densímetros. Esse instrumento é um tubo de vidro, como mostrado a seguir, cuja parte inferior é mais larga e ''pesada'' do que a superior, que consiste em uma haste graduada em densidades. Quando colocado num líquido, o densímeto afunda mais ou menos, e a graduação da haste, que coincide com o nível do líquido, dá diretamente a densidade do líquido. Dentre sua aplicações, estão os postos de gasolina, para medir a densidade do álccol vendido e as cooperativas de leite, para comprovar a qualidade do produto.
EXPLICANDO A MATÉRIA E SUAS TRANSFORMAÇÕES
Agora que já vimos como os vários materiais existentes na natureza se apresentam e se transformam, veremos o longo caminho percorrido pela humanidade nas tentativas de explicar como é a matéria ''por dentro'' e o que acontece durante as transformações materiais.
Ao longo dos séculos, no trabalho de obter novos materiais e ns tentativas deexplicar essas obtenções, podemos destacar os seguintes fatos históricos:
·	Entre 500 e 1500, desenvolveu-se entre árabes e europeus o trabalho dos alquimistas, muitos deles movidos pelo sonho de obter o elixir da longa vida (imortalidade), e a pedra filosofal, que teria o poder de transformar metais baratos em ouro;
·	A partir do séc. 16, com o desenvolvimento da alquimica, surgiu a iatroquímica. Uma doutrina médica que atribuía a causas químicas tudo o que se passava no organismo são ou enfermo. Seu principal objetivo era descobrir e fazer remédios.
Todo esse trabalho era prático. Os alquimistas ajudaram bastante no desenvolvimento das técnicas químicas, apesar de nunca terem se preocupado em explicar os fenômenos. Entretanto, alguns pensadores antes de Cristo tiveram essa preocupação. Demócrito foi um deles que há mais de 400 a.C., imaginou a matéria formada por pequenas partículas indivisíveis denominadas átomos. No entanto, durante séculos prevaleceram as ideias de Aristóteles, que fizia que tudo que existia no Universo era formado a partir de 4 elementos fundamentais: água, terra, fogo e ar. As qualidades seco e quente, por exemplo, estavam ligadas ao fogo e as frio e úmido, à agua. A química somente adquiriu caráter científico a partir do séc. 18, quando o trabalho feito em laboratório (experimental) foi vinculado ao esforço de buscar explicação da natureza da matéria e suas transformações.
O NASCIMENTO DA QUÍMICA
Observando a queima de um pedaço de carvão, temos a impressão de que ele desaparece. Essa impressão, porém, está errada, afinal estamos esquecendo da matéria que escapa nas chamas, durante a combustão.
Quando uma esponja de aço se enferruja, sua massa aumenta, entretanto não há criação de matéria. Ocorre que o oxigênio do ar reage com o ferro da esponja,produzindo aumento na massa total da esponja. 
A LEI DE LAVOISIER
No fim do séc. 18, Lavoisier realizou diversos experimentos em recepientes fechados (para que não saísse nem estrasse nada do sistema em estudo) e, efetuando pesagens com balanças mais precisas do que as dos cientistas anteriores, ele concluiu que num recepiente fechado, a massa total não varia, quais que sejam as transformações que venham a ocorrer.
Tal afirmativa é uma lei da Natureza, conhecida como Lei de Lavoisier ou Lei da Conservação da Massa ou Matéria. Por exemplo, nota-se que 3g de carbono reagem com 8 gramas de oxigênio, produzindo 11g de CO2. Como 3g + 8g = 11g, conclui-se que nada se perdeu. 
A LEI DE PROUST 
Quase na mesma época que Lavoisier, Proust, efetundo também muitas pesagens em inúmeras experiências, concluiu que uma determinada substância composta é formada por substâncias mais simples, unidas sempre na mesma proporção em massa. Por exemplo, nota-se que o CO2 é sempre formado por carbono e oxigênio na proporção 3g de C para 8g de O2. Essa conclusão é chamada de Lei de Proust ou Lei das Proporções Constantes ou Fixas ou Definidas
Obs.: As duas leis citadas acima são leis ponderais, pois falam em massa das substâncias envolvidas. São importantíssimas, pois marcaram o início (nascimento) da Química como ciência.
A HIPÓTESE DE DALTON
Para explicar os fatos experimentais observados nas duas leis ponderais vistas anteriormente, Dalton imaginou que todo e qualquer tipo de matéria seria formada por partículas indivisíveis, chamadas átomos. Imagine que a bola cinza a seguir representa o carbono e a vermelha, o oxigênio. A Lei de Lavoisier seria explicada da seguinte forma:
Já a Lei de Proust seria explicada da seguinte forma:
OS ELEMENTOS QUÍMICOS E SEUS SÍMBOLOS
Apesar de conhecermos uma infinidade de materiais diferentes, os cientistas só conhecem, até hoje, pouco mais de 100 tipos de átomos quimicamente diferentes. Cada um deles representa um elemento químico. Cada elemento recebe um nome e uma abreviação chamada símbolo. Por exemplo: 
AS SUBSTÂNCIAS QUÍMICAS
A hipótese de Dalton e o reconhecimento de 90 elementos químicos diferentes na natureza levararam a uma pergunta muito importante: Por que existe uma variedade tão grande de materiais na natureza? Pois bem, esses átomos, além de permanecerem isolados, também podem se unir das mais variadas maneiras, formando uma infinidade de agrupamentos diferentes, que podem ser moléculas ou aglomerados de íons.
Cada molécula (e aglomerado iônico) passa, então, a representar uma substância pura bem definida. Cada substância, por sua vez, possui uma abreviação chamada fórmula. A tabela a seguir nos dá exemplos:
Assim, em cada molécula existe um número de átomos aglomerados entre si. Nos aglomerados iônicos, existem os chamados íons, que são átomos carregados eletricamente (cátions, se positivamente e ânions, se negativamente). Nas substâncias iônicas não existem moléculas, mas aglomerações de muitos íons que se mantêm reunidos por forças de natureza elétrica. 
Assim, fica fácil entender porque mesmo com poucos átomos diferentes, podemos obter tantas moléculas (substâncias) distintas existentes na natureza.
AS TRANSFORMAÇÕES FÍSICAS
AS TRANSFORMAÇÕES QUÍMICAS
MISTURAR X REAGIR
AS PROPRIEDADES DAS SUBSTÂNCIAS
ENERGIAS QUE ACOMPANHAM AS TRANSFORMAÇÕES MATERIAIS
A EVOLUÇÃO DOS MODELOS ATÔMICOS
O modelo de Dalton, imaginando o átomo como uma bolina maciça e indivisível, fez a Química progredir muito no séc. 19. Ainda nesse séc., vários cientistas descobriram uma série de fenômenos, tais como a condução de corrente elétrica em certas soluções, o raio X etc. Originou-se, então, a suspeita de uma possível ligação entre matéria e energia elétrica. E surgiram como perguntas: como explicar a corrente elétrica? E o raio X? Seria o átomo imaginado por Dalton suficiente para explicar esses novos fenômenos? Será que o átimo tinha alguma coisa ''por dentro'', ao contrário do que dizia Dalton?
O MODELO ATÔMICO DE THOMPSON
A DESCOBERTA DA RADIOATIVIDADE
O MODELO ATÔMICO DE RUTHERFORD
A IDENTIFICAÇÃO DOS ÁTOMOS
O número de prótons, nêutrons e elétrons constitui dado importante para identificar um átomo. Por isso, vamos definir alguns conceitos que estão diretamente relacionados a esses números:
Número Atômico (Z): Número de prótons existentes no núcleo de um átomo. Se o átomo for neutro, Z é igual ao n° de elétrons. Por exemplo, quando se diz que o átomo de sódio (Na) tem Z = 11, estamos dizendo que têm 11 prótons e, consequentemente 11 elétrons.
Número de Massa (A) = Soma do n° de prótons (Z) com o n° de nêutrons (N) existentes num átomo. É esse número que nos informa se um átomo tem massa maior do que outro átomo. Isso é lógico, pois a massa dos elétrons é desprezível, se comparada à essas duas particular. 
Elemento Químico: Conjunto de átomos com o mesmo Z. Assim, por exemplo, quando estamos falando do elemento químico sódio, na verdade estamos falando dos átomos com Z = 11.
A notação geral de um átomo é:
 ÍONS
Um átomo, em seu estado normal, é eletricamente neutro. Entretanto, átomos podem perder ou ganhar elétrons, sem sofrer alterações em seu núcleo, resultando daí os íons. Quando um átomo ganha elétrons, ele se torna um íon negativo (ânion). Por exemplo, o átomo normal de cloro tem 17 prótons, 18 nêutrons e 17 elétrons. Ele pode ganhar 1 elétron e se transformar em ânion cloreto (Cl-), que terá 17 prótons, 18 nêutrons e 18 elétrons. 
Já quando um átomo perde elétrons, vira um cátion. Por exemplo, o átomo de sódio (Na) tem 11 prótons, 12 nêutrons e 11 elétrons. Ele pode perder um elétron, virando o cátion sódio (Na+) com 11 prótons, 12 nêutrons e 10 elétrons. 
Observe que, quando um átomo ganha elétrons, seu tamanho aumenta de forma que quando perde, diminui. Entretanto, em ambos os casos, sua massa praticamente não se altera.
ISÓTOPOS, ISÓBAROS E ISÓTONOS
O MODELO ATÔMICO DE RUTHERFORD-BOHR
O DIAGRAMA DE PAULING
A figura acima representa o diagrama de Pauling utilizado para a realização da distribuição eletrônica dos elementos. Sua utilização não é difícil, basta que seja seguido o caminho formado pelas setas vermelhas. Uma vez tendo feito isso, encontraríamosa seguinte distribuição
1s² 2s² 2p6 3s² 3p6 4s² 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s² 4f14 5d10 6p6 7s² 5f14 6d10
Essa distribuição acima, é a distribuição para um átomo com 112 elétrons. Se fóssemos fazer a distribuição eletrônica para um átomo de ferro cujo número atômico Z é 26, teríamos
1s² 2s² 2p6 3s² 3p6 4s² 3d6 
Entretanto, perceba que é preciso que saibamos um conceito anterior para trabalharmos com o diagrama de Pauling, sendo esse a identificação dos átomos.
É de nosso conhecimento que também existem os íons que se tratam dos cátions (quando o elemento perde elétrons) e ânios (quando o átomo ganha elétrons). Partindo disso, é necessária certa atenção na hora de realizar a distribuição eletrônica de íons, pois os elétrons que o átomo ganhará ou perderá serão recebidos da última camada eletrônica e não do subnível mais energético. Assim, por exemplo, se pegarmos o ferro (Z = 26) que tinha como distribuição eletrônica 1s² 2s² 2p6 3s² 3p6 4s² 3d6, e retirarmos dois elétrons, transformando-o no íon Fe2+ sua distruibuição eletrônica passa a ser: 
1s² 2s² 2p6 3s² 3p6 3d6
Analogamente, se o átomo de ferro perder 3 elétrons, sua distribuição passará a ser
1s² 2s² 2p6 3s² 3p6 3d5
Usaremos agora o enxofre (S) para mostrar a situação inversa. O S tem Z = 16 e portanto sua distruibuição eletrônica é dada por 
1s² 2s² 2p6 3s² 3p6 3d4
Quando esse átomo ganha 2 elétrons, se transforma no íon S2- e passa a ter distruibuição:
1s² 2s² 2p6 3s² 3p6 3d6
A CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA DOS ELEMENTOS
O número de elementos químicos conhecidos pelo homem aumentou com o passar dos séculos, tendo um boom, particularmente, a partir do séc. 19. Esse grande aumento obrigou os cientistas a imaginarem gráficos, tabelas ou classificações em que todos eles ficassem reunidos em grpos com propriedades semelhantes. 
Em 1817, Dobereiner agrupou alguns elementos em tríadas, que eram grupos de três elementos com propriedades semelhanes. Por exemplo:
em 1862, Chancourtois imaginou o agrupamento dos elementos sobre um parafuso, na ordem de suas massas atômicas. Desse modo, ao passarmos por uma cerca vertical, encontraremos elementos com propriedades semelhantes. Essa arrumação foi chamada de parafuso telúrico:
Em 1864, Newlands pôs os elementos em ordem crescente de massas atômicas e verificou que as propriedades se repetiam a cada oito elementos (excluindo o H), como as notas numa escala musical. Como ele era músico, essa regra ficou conhecida como lei das oitavas.
Em 1869, trabalhando sozinhos, Meyer e Mendeleyev (baseando-se principalmente em propriedades químicas), propuseram tabelas semelhantes para a classificação dos elementos químicos. O trabalho de Mendeleyev no entanto, foi mais meticuloso: ele anotava as propriedades dos elementos em cartões; pregava os cartões na parede de seu laboratório e mudava as posições deles até obter uma sequência de elementos em que se destacasse a semelhança das propriedades. Foi com esse quebra-cabeça que ele chegou à primeira tabela periódica, percebendo que havia uma periodicidade das propridades quando os elementos eram postos em ordem crescente de suas massas atômicas. Em uma de suas primeiras tabelas, ele colocou os 60 elementos conhecidos até então em 12 linhas horizontais, tomando o cuidado de colocar na mesma vertical os elementos com propriedades químicas semelhantes. Surgiu, então, a seguinte tabela:
Duas grandes ousadias de Mendeyleyev provaram sua grande intuição científica:
·	Veja o final da linha (série) de n° 7. Na sequência das massas atômicas, o I (127) deveria vir antes do Te (128). No entanto, Mendeleyev desrespeitou seu próprio critério de ordenação e inverteu a posição de ambos, para que o I ficasse embaixo dos elementos com propriedades semelhantes a ele (Cl e Br). Para se justificar, ele disse que as medições das massas atômicas, na época, estavam erradas. Hoje, sabemos que ele estava certo.
·	Mendeleyev deixou certas ''casas'' vazias na tabela. Alguns exemplos são: na linha (série) n° 4, Ca (40) ---> ''casa vazia'' ---> Ti (48), para que o Ti ficasse abaixo do C, com o qual se assemelha. A justificativa dele foi que no futuro, seriam descobertos novos elementos que preencheriam esses lugares vazios. De fato, a História provou que ele estava certo. Em 1879, foi descoberto o escândio (44).
Resumindo as conclusões de Mendeleyev, podemos dizer que ele estabeleceu a chamada Lei da Peridiocidade que diz que muitas das propriedades físicas e químicas dos elementos variam periodicamente na sequência de suas massas atômicas.
A CLASSIFICAÇÃO PERÍODICA MODERNA
Além de ser mais completa que a tabela de Mendeleyev, a tabela atual ainda apresenta os elementos dispostos em ordem crescentre de números atômicos. De fato, em 1913, Moseley estabeleceu o conceito de número atômico, percebendo que esse valo caracterizava melhor um elemento químico do que sua massa atômica (assim desaparecerem, inclusive, as inversões da tabela de Mendeleyev). A partir daí, a Lei da Peridiciodade ganhou um novo enunciado, passando a dizer que muitas propriedades físicas e químicas dos elementos variam periodicamente na sequência de seus números atômicos. 
PERÍODOS NA TABELA
As sete linhas horizontais da tabela são chamadas de períodos. Devemos notar que:
É importante notar também:
No 6° período, a terceira ''casa'' contém 15 elementos (do lantânio ao lutécio), que por comodidade estão indicados numa linha fora e abaixo da tabela. Começando com o lantânio, esses elementos formam a chamada série dos lantanídeos.
Analogamente, no 7 período, a terceira ''casa'' também contém 15 elementos químicos (do actínio até o laurêncio), que estão indicados na segunda linha fora e abaixo da tabela. Começando com o actínio, eles forem a série dos actinídes
COLULAS, GRUPOS E FAMÍLIAS
As 18 linhas vertificais que aparecem na tabela são denomindas colunas, grupos ou famílias de elementos. Algumas delas têm nomes especiais:
Outros aspectos importantes:
O hidrogênio (H-1), embora apareça na coluna 1A, não é um metal-alcalino. Aliás, ele é tão diferente de todos os demais elementos químicos que, em algumas classificações, prefere-se colocá-lo fora da Tabela Periódica
O alumínio (Al-13) é chamado frequentemente de metal terroso, pois é constituinte encontrado na terra e no barro comum. Essa designiação se estende, às vezes, aos demais elementos da coluna 3A (Ga, In, Tl).
Quando a família não tem nome especial, é costume chamá-la pelo nome do primeiro elemento que aparece nela. Por exemplo, os da coluna 5A são chamados de elementos da família ou do grupo do nitrogênio.
As colunas A são as mais importantes da tabela. Seus elementos são chamados de típicos, característicos ou representativos da Classificação Períodica. EM cada coluna A, a semelhança de propriedades químicas entre os elementos é máxima.
Os elementos das colunas 3B, 4B, 5B, 6B, 7B, 8B, 1B e 2B constituem os chamados elementos de transição. Em particular, a coluna 8B é tripla
CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA DOS ELEMENTOS AO LONGO DA CLASSIFICAÇÕ PERIÓDICA
Vamos agora relacionar a distruibuição eletrônica dos elementos com os períodos e colunas da tabela. Caminhando horizontalmente ao longo dos sete períodos da Tabela, ao passarmos de uma ''casa'' para a seguinte, o número atômico aumenta uma unidade. Esse acréscimo indica que a eletrosfera está recebendo um novo elétron, chamado elétron de diferenciação. Desse modo, teremos as distribuições eletrônicas dao longo dos dois primeiros períodos da Tabela, de cordo com o seguinte quadro:
Prosseguindopara a Tabela, mostramos a seguir a entrada ds sucessivos elétrons de diferenciação no último subnível eletrônico de cada elemento. 
É importante notar que:
Os 7 períodos da Tabela correspondem às 7 camadas ou níveis eletrônicos dos átimos. Sendo assim, o ferro (Fe-26), por exemplo, está no 4° período porque sua distribuição eletrônica é 1s² 2s² 2p6 3s² 3p6 4s² 3d6 e portanto sua camada mais externa é a 4
Nas colunas A, o n° de elétrons na última camada eletrônica é igual ao próprio número da coluna.Por exemplo, o nitrogêneio está na coluna 5A e, portanto, sua última camada eletrônica tem 5 elétrons (s² p³). È por esse motivo que os elementos de uma mesma coluna A têm propriedades químicas muito semelhantes, o que justifica o fato de tais elementos (em azul ou verde, na tabela anterior) serem chamados de típicos...
Nas colunas B, o número de elétrons na última camada permanece, em geral, igual a 2. Agora é a penúltima camada que vai recebendo os sucessivos elétrons, como ocorre com os elementos de transição (parte amarela da tabela anterior).Ou então, é a antepenúltima camada, como ocorre com os lantanídios e actinídios (parte rosa da tabela anterior), que por essa razão são chamados de elementos de transição interna. Devemos avisar que nessas colunas aparecem algumas irregularidades na distribuição eletrônica dos elementos
Há um modo abreviado de representar a distribuição eletrônica de um elemento químico: seguindo a Tabela, escrevemos o símbolo do último gás nobre que aparece antes dele, ou seja, o gás nobre do período de cima, e, em seguida, representamos apenas os elétrons que o elemento tiver a mais em relação a esse gás nobre. No exemplos a seguir, damos as distruibuções eletrônicas dos três primeiros elementos da coluna 4A (C, Si, Ge), primeiramente na forma completa e depois na abreviada:
LIGAÇÕES QUÍMICAS
Já vimos os elementos químicos e os átomos que os representam. Vimos também que os átomos, na natureza, raramente ficam isolados, pois tendem a se unir uns aos outros, formando tudo o que conhecemos na terra (desde rochas a seres vivos). Agora, veremos de que maneira esses átomos se unem para formar as substâncias químicas. Já vimos que cada substância possui sua fórmula. A da água é H2O, a do sal comum é NaCl, a do gás carbônico é CO2, e assim por adiante. Mas como será que os cientistas chegaram a essas fórmulas? Pois bem, foi um caminho longo. No ínicio do séc. 19, Dalton imaginava que os átomos se uniam sempre um a um (a fórmula da água seria HO). Somente na metade desse século, a partir das ideias de Avogrado e Canizzaro, é que se consolidou a noção de molécula que conhecemos hgoje. E só no ínicio do séc. 20 foi explicada a participação dos elétrons nas ligações químicas.
Você já notou que alguns materiais são sólidos, outros líquidos, outros gasosos, outros são duros, outros moles, alguns conduzem eletricidade, outros não, alguns quebram facilmente, outros não e assim por diante? Toda essa diferença se deve, em grande parte, às ligações existentes entre os átomos (ligações químicas) e à arrumação espacial que dáí decorre (estrutura geométrica do material). 
Hoje, sabemos que, em condições ambientes, só os gases nobres são formados por átomos isolados uns dos outros, ou seja, átomos que têm pouca tendência de se unirem com outro s átomos, Dizemos então que eles são muito estáveis (pouco reativos). Já os átomos dos demais elementos atraem-se não só mutuamente como também atraem átomos de outros elementos, formando agregados suficientemente estáveis, que constitum as substâncias compostas. Assim, por exemplo, não existe sódio (Na) nem cloro (Cl) livres na natureza; no entanto, existem quantidades enormes de sal comum (NaCl), em que o sódio e o cloro aparecem unidos. As forças que mantêm os átomos unidos são fundamentalmente de natureza elétrica.
Na metade do séc. 20, os cientistas já haviam notado que o átomo de hidrogêneio nunca se liga a mais de um outro átomo. Já o oxigênio, podia ligar-se a dois átomos, o de hidrogêneio a três e o de carbono a quatro, como podemos ver a seguir:
Surgiu, então, a ideia de valência, entendida como a capacidade de um átomo ligar-se a outros. O hidrogênio, por exemplo, tem uma valência (monovalente), o oxigêneio tem duas valências (bivalente); o nitrogêneio tem três (trivalente) e o carbono tem quatro (tetravalente). 
No entanto, foi só em 1916 que Lewis e Kossel chegaram a uma explicação lógica para as uniões entre os átomos, criado a teoria eletrônica da valência. De fato, consideremos as configurações eletrônicas dos gases nobres:
Com exceção do hélio, constatamos que os átomos dos gases nobres têm sempre 8 elétros na última camada eletrônica (octeto eletrônico). Assim, foi associando a observação de que os átomos dos gases nobres têm pouco tendência a se unirem com a de que eles possuem o octeto eletrônico, que Lewis e Kossel lançaram a hipótese de que os átomos, quando se unem, procuram perder, ganhar ou compartilhar elétrons na última camada, até atingirem a configuração eletrônica de um gás nobre. Essa hipótese recebe o nome de regra do octeto que nos diz que um átomo adquire estabilidade quando tem 8 elétrons na camada mais externa, ou 2 elétrons quando possui apenas a camada K. 
LIGAÇÃO IÔNICA
Considere a reação química entre o sódio e o cloro, produzindo-se o cloreto de sódio (Na + Cl --> NaCl). Eletronicamente, essa reação é explicada esquematicamente, do seguinte modo:
Nesse exemplo, o átomo de sódio cede definitivamente 1 elétron ao átomo de cloro. Desse modo, forma-se um íon positivo (cátion Na+) e um íon negativo (ânion Cl-), ambos com o octeto completo, ou seja, com a configuração de um gás nobre. Considerendo que essa explicação envolve apenas os elétrons da última camada (elétrons de valência), é comum simplificar a representação anterior através da notação de Lewis, ou seja:
Tendo cargas elétricas opostas, os cátions e ânions se atrem e se mantêm unidos pela chamada ligação iônica, originando-se assim a substância cloreto de sódio (Na+Cl-), que é o sal de cozinha. Na prática, uma reação não envolve apenas um átomo, mas um número enorme de átomos, de modo que no final, teremos um aglomerado envolvendo um número enorme de íons, como mostra a ilustração abaixo:
O reticulado mostrado acima não pode ser visto, pois os íons são extremamente pequenos (sua forma é determinada por estudos feitos com raios X). No entanto, olhando com um microscópio eletrônico de varredura os cristaizinhos de sal, vemos que são cúbicos, em decorrência de sua estrutura interna.
É importante observar também que entre os átomos Na0 e Cl0 e os íons Na+ e Cl- há uma diferença extraordinária. De fato, o sódio metálico (Na0) é altamente rativo, pega fogo espontaneamente no ar (deve ser guardado em recepientes contendo querosene ou benzeno), explode com a água, queima a pele se o segurarmos com a mão. O gás cloro (Cl2), por sua vez, é altamente tóxico. Em contrapartida, o sal de cozinha é uma substância que ingerimos todos os dias. Em particular, o íon Na+ tem grande importância biológica, pois regula as trocas de várias substâncias entre o sangue e as células de nosso organismo. 
Vamos agora retomar as exemplificações, considerando, como segundo caso, a reação entre o magnésio e o cloro (Mg + 2Cl --> MgCl2). Perceba que o Mg possui 2 elétrons na camada de valência para serem perdidos enquanto o Cl precisa apenas de um 1 para completar o octeto. A partir disso, são necessários dois átomos de cloro para que haja a ligação química:
Podemos ainda, usar um terceiro exemplo: a reação entre o alumínio e o flúor. Como o alumínio possui 3 elétrons na camada de valência para serem perdidos e os átomos de fluor precisam receber apenas 1 elétron para chegarem ao octeto, são necessários 3 átomos de flúor para reagiriem com o alumínio (Al + 3F ---> AlF3)
Como podemos observar, o número de íons que se unem é inversamente proporcional às suas respectivas cargas (valências). Disso, resulta a seguinte regra geral de formulação:
A ligação iônica é, em geral, bastante forte e mantém os íons firmemente ''presos'' no reticulado. Por isso, os compostos iônicos são sólidos e, em geral, têm ponto de fusão e ebulição elevados. 
A LIGAÇÃO IÔNICA E A TABELA PERIÓDICA
A ligação iônica ocorre, em geral, entre metais e não-metais. A explicação para isso se deve ao fato de que metais possuem 1, 2 ou 3 elétrons na última camada e têm forte tendência a perdê-los (é mais fácil perder 1, 2 ou 3 do que ganhar 5, 6 ou 7). Já os não-metais possuem 5, 6 ou 7 elétrons na últimacamada, tendo acentuada tendência a receber mais 3, 2 ou 1 elétron para completarem seu octeto eletrônico.
Obs.: Os elementos da coluna 4A têm quatro elétrons na última camada. Eles não apresentam tendência nem para perder nem para ganhar elétrons. Por esse motivo, quando eles se unem a outros para atingir um octeto completo, isso não ocorre por ligações iônicas.
LIGAÇÕES COVALENTES
Considere, como primeiro exemplo, a união entre dois átomos do elemento hidrogênio (H) para formar a molécula da substância simples gás hidrogênio (H + H ---> H2). Eletronicamente, temos:
Nessa última representação, o traço está indicando o par de elétrons que os dois átomos de H passam a compartilhar. Assim, por comodidade, costuma-se representar uma ligação covalente normal por um traço. 
A molécula H2 é estável (os átomos não se separam) porque há um equilíbrio entre as forças de atração elétrica (entre núcleos e elétrons) e as forlas de repulsão elétrica (entre os dois núcleos e entre os dois elétrons), como mostra a figura a seguir:
Observe, por fim, que cada átomo de H dispõe de dois elétrons (o seu e o compartilhado). Esses dois elétrons, contudo, completam a camada K (primeira camada) que é a única de que o hidrogênio dispõe. Desse modo, o H adquire a configuração do gás nobre hélio.
Consideremos, agora, como segundo exemplo, a união entre dois átomos de cloro (Cl), formando uma molécula de gás cloro (Cl2). 
Note que, na molécula final (Cl2), há um par de elétrons compartilhado pelos dois átomos de Cl. Com isso, podemos dizer que cada átomo dispõe de seus sete elétrons mais um compartilhado, criando o coteto, que dá a cada átomo a configuração estável de gás nobre. Na molécula formada, os elétrons da última camada que não participam do par eletrônico compartilhado são chamados de não-ligantes ou pares eletrônicos isolados. 
Consideremos, como terceiro exemplo, a formação da molécula da substância simples oxigênio (O2):
Cada átomo de O tem apenas seis elétrons na camada de valência. Os dois átomos se unem compartilhando dois pares eletrônicos, de modo que cada átomo ''exerça domínio'' sobre outro elétrons. Forma-se assim, uma ligação dupla entre os átomos, que é indicada por dois traços na representação (cada par eletrônio = um traço).
Como quarto exemplo, vejamos a formação da molécula da substância simples nitogênio (N2): 
Cada átomo de N tem apenas 5 elétrons na camada periférica. Eles se unem compartilhando três parem eletrônicos. Forma-se assim uma ligação tripla entre os átomos, que é indicada pelos três traços na representação. Desse mod, cada átomo está com o octeto completo, pois além de seus cinco elétrons, compartilha três elétrons com o átomo vizinho
Assim, a ligação covalente ´é a união entre átomos estabelecida por pares de elétrons. Nesse tipo de ligação, a valência recebe o nome de covalência e corresponde ao número de pares de elétrons compartilhados (traços).
Apesar de todos os exemplos dados até agora terem sido de substâncias simples, as ligações covalentes aperecem com maior frequência entre as substâncias compostas. Um exemplo, é a formação da molécula de gás clorídrico (HCl):
Formação da molécula de água (H2O):
Formação da molécula de amoníaco ou gás amônia (NH3):
Formação da molécula do gás carbônico (CO2):
Continuamos notando que cada átomo termina ficando com o octeto completo. Como conclusão, podemos dizer que a ligação covalente ocorre quando os dois átomos apresentam a tendência de ganhar elétrons. Isso ocorre quando os dois átomos têm 4, 5, 6 ou 7 elétrons na camada de valência e, portanto, já se ''avizinham'' na configuração de um gás nobre). Em outras palavras, ela ocorre entre dois não-metais, semi-metais ou, ainda, entre esses elementos e o hidrogênio. Pela Classificação Períodica, visualizamos perfeitamente quais são esses elementos:
CASO PARTICULAR DA LIGAÇÃO COVALENTE
Vejamos como primeiro exemplo, a formação da molécula de gás sulforoso (SO2):
Note que o par eletrônico destacado (que está ligando o S ao segundo O) pertencia, inicialmente, apenas ao S. Trata-se, então, não mais da ligação covalente usual, em que cada ligação é formada por 1 elétron de cada átomo, mas de uma covalência especial, na qual o par eltrônico é cedido apenas por um dos átomos da ligação. Antigamente, esse tipo de ligação era chamado de dativa e indicado por uma seta que vai do átomo doador para o átomo receptor do par eletrônico, como mostramos a seguir. De qualquer modo, você continuará contando 8 elétrons ao redor de cada átomo.
O caso do anidrito sulfúrico (SO3) é semelhante: 
Um caso interessante é o do monóxido de carbono (CO), em que temos, entre o carbono e o oxigênio, duas ligações covalentes normais e uma especial:
Como exemplo final, vamos examinar a formação do íon amônio (NH4+), que se dá pela reação NH3 + H+ ---> NH4+:
Note que, inicialmente, o NH3 tinha um par eletrônico livre, e o íon hidrogênio (H+), por sua vez, estava sem elétrons (normalmente o H+ provém de outro molécula na qual deixou seu próprio elétron). Assim, o H+ compartilha o par eletrônico livre, que inicialmente era exclusivo do N. 
Considerando ainda o exemplo do NH4+ é importante observar quem após a formação do NH4+, não há nenhuma diferença entre as quatro ligações covalentes aí existentes. em outras palavras, os quatro hidrogênios tornam-se perfeitamente equivalentes entre so. Desse modo, é mais correto representar o NH4+ da seguinte forma:
GEOMETRIA MOLECULAR
Como vimos, átomos se unem para formar substâncias químicas. Agora, veremos como são as estruturas espaciais dessas moléculas. Existem moléculas formadas por milhares de átomos que assumem estruturas geométricas bastante complicadas. É o caso, por exemplo, das proteínas. Nesse particular, é interessante notar que a proteína só é eficaz quando tem uma estrutura geométrica bem definida. 
CONCEITOS GERAIS
A teoria das ligações covalentes de Lewis foi muito importante para o desenvolvimento da Química. No entanto, ela não explicava a disposição dos átomos na molécula. Hoje, sabemos que as moléculas bem simples, como H2, O2, HCl, H2O etc., são planas. Já as mais complexas, são quase sempre tridimensionais, tendo seus átomos arrumados em um formato (estrutura) espacial. A partir disso, passou-se a falar em geometria molecular. Um caso bastante comum é o da existência de um átomo centralo rodeado, no espaço, por vários outros átomos. Uma analogia bem simples pode ser feita com balões, amarrados como nas figuras a seguir:
Os balões assumem espontaneamente essas arrumações, pois cada um deles parece empurrar o vizinho de modo que, no final, todos ficam na disposição mais espaçada possível. Dizemos, também, que essa é a arrumação mais estável para eles. Com os átomos, acontece a mesma coisa, quando formam as moléculas. A tabela abaixo dá alguns exemplos comuns, nos quais o átomo central ocupa o lugar do nó que é dado nos balões:
Na terceira coluna dessa tabela, vemos o modelo ''de preenchimento espacial'' que indica a posição e o tamanho individual de cada átomo na molécula, respeitando inclusive os raios covalentes dos átomos e os ângulos formados entre suas valências. Nesse modelo, procura-se, portanto, representar a molécula da maneira mais real possível, como se fosse umma fotografia da própria molécula
A questão da geometria das moléculas pode dar origem a casos interessantes. Por exemplo: embora exista a substância PCl5, como vimos no esquema anterior, não existe a substância análoga Pl5, pois o átomo de iodo é muito maior que o de cloro, de modo que não há espaço para se colocar 5 átomos de iodo ao redor de um único átomo de fósforo. Diz-se, então, que a molécula de Pl5 não pode existir por impedimento espacial.
MOLÉCULAS COM PARES ELETRÔNICOS LIGANTES E NÃO LIGANTES
Sabemos que a ligação covalente é a que ocorre pelo compartilhamento de pares eletrônicos nas camadas de valência dos átomos. Esses pares são chamados de pares eletrônicos ligantes. Por exemplo, no CH4, temos quatro partes ligantes:
Em muitos casos, sobram,na camada de valência, pares de elétrons que não participam de ligação alguma, sendo chamados de parem eletrônicos livres ou não ligantes. Observe os exemplos do NH3 e H20:
TEORIA DA REPULSÃO DOS PARES ELETRÔNICOS DA CAMADA DE VALÊNCIA
Essa teoria foi desenvolvida por Gillespie e é também conhecida pela sigla VSEPR. Em linhas gerais, ela afirma que ao redor do átomo central, os pares eletrônicos ligantes e não ligares se repelem, tendendo a ficar tão afastados quanto possível. 
Como esse afastamento máximo, a repulsão entre os pares eletrônicos será mínima e, portanto, a estabilidade da molécula, como um todo, será máxima, sendo exatamente o que ocorre nas situações mostradas anteriormente em que os balões se empurravam o máximo possível. 
Essa teoria explica também as estruturas espaciais do CH4, PCl5 e SF6, vistas na tabela da página anterior. , além disso, de muitas outras moléculas como, por exemplo, as de NH3 e H20. Nesses casos, admite-se que os pares eletrônicos não-ligantes ocupam posições no espaço. Assim, temos as seguintes estruturas:
MACROMOLÉCULAS COVALENTES
Outro exemplo interessante a considerar é o das macromoléculas covalentes, que são ''estruturas gigantes'', nas quais se encontra um número enorme de átomos reunidos por ligações covalentes. Como ilustração, podemos citar o caso da grafite e do diamante:
ALOTROPIA
Como já vimos, a alotropia é o fenômeno que ocorre quando um elemento químico forma duas ou mais substâncias simples diferentes. O oxigênio, por exemplo, formava duas substâncias simples. O gás oxigêneio e o gás ozônio. No caso do O, a alotropia é decorrente da atomicidade (n° de átomos existentes em cada molécula).
Entretanto, como acabamos de ver agora agora pouco, as estruturas do diamante e grafite são duas formas alotrópicas do carbono. Podemos dizer então que a alotropia pode decorrer ou da atomicidade da substância ou da arrumação dos átomos no espaço.
Em 1985, Kroto, Cure e Smalley descobriram uma nova forma alotrópica do carbono, formada por estruturas ocas, em forma de bola de futebol, com 60 átomos de carbono ligados entre si, como é mostrado a seguir:
Essa estrutura esférica, com 60 vértices e 32 faces, sendo 20 hexágonos e 12 pentágonos regulares, recebeu a sigla C60 e o nome fulereno-60. Depois descobriram-se novos fulerenos, com 32, 44, 50... 540 e 960 átomos de C. Sendo assim, podemos dizer que o carbono tem muitas formas alotrópicas. 
Ainda com respeito ao carbono, pesquisas recentes levaram à produçã dos chamados nonotubos. A estrutura mais simples de um nanotubo pode ser imaginada como resultado da própria estrutra da grafite (que é plana) ''enrolada'' de modo a formar um tubo extremamente pequeno. Os cientistas já estão imaginando várias aplicações para eles, desde fibras de alta resistência mecânica até como substitutos dos atuais chips de silício usados em computadores.
A ALOTROPIA DO FÓSFORO
Outro caso importante de alotropia é o do fósfofo, que apresenta duas formas alotrópicas principais: o fósforo branco e o vermelho.
O branco, é formado por moléculas P4, sendo um sólido branco, de aspecto semelhante ao da cera, com densidade igual a 1,82 g/cm³, que funde a 44°C e ferve a 280°C. É muito reativo (chega a pegar fogo quando exposto ao ar), sendo por isso conservado dentro de água. Quando o aquecemos em ausência de ar e a cerca de 300° C, ele se converte lentamente em fósforo vermelho, que é mais estável, sendo um pó amorfo (não apresenta estrutura cristalina), com desndidade 2,38 g/cm³ e temperatura de fusão 590° C. Cada grão de pó é formado por milhões de moléculas P4 unidas umas às outras, dando oridem a uma molécula gigante.
A ALOTROPIA DO ENXOFRE
O último caso de alotropia que vamos citar é o do enxofre, que também apresenta duas formas alotrópicas principais: o enxofre ortorrômbico (rômbico) e o monoclínico. As duas formas são formadas por moléculas, em forma de anel, com oito átomos de enxofre (S8), como é mostrado abaixo:
A diferença entre o enxofre rômbico e o o monoclínico está ns diferentes arrumações das moléculas S8 no espaço, produzindo cristais diferenets. O esquema abaixo, mostra a preparação e a diferença dos cristais dessas duas formas alotrópicas:
Ambas fervem a 445 °C. Em condições ambientes, ambas se apresentam como um pó amarelo, inodoro, insolúvel em água e muito solúvel em sulfeto de carbono (CS2).
ELETRONEGATIVIDADE / POLARIDADE DAS LIGAÇÕES E MOLÉCULAS
Já vimos que uma ligação covalente significa o compartilhamento de pares eletrônicos entre átomos. Quando os dois átomos são diferentes, é comum um deles atrair o par eletrônico compartilhado para o seu lado. É o que acontece, por exemplo, na molécula HCl. O cloro atrai o par para si, afinal ele é mais eletronegativo que o hidrogênio. Quando isso ocorre, a ligação covalente é polarizada. É comum representar esse fato da seguinte maneira:
Nessa representação, a flecha cortada indica o setido de deslocamento do par eletrônico. O sinal delta menos representa a região da molécula com maior densidade eletrônica enquanto o delta mais, a região com menos densidade eletrônica. A molécula se comporta então como um dipolo elétrico (sistema feito por duas cargas elétricas puntiformes de mesmo valor, mas de sinais opostos, à pequena distância entre si), apresentand o que convencionou chamar de cargas parciais, positiva (delta mais) e negativa (delta menos). A maior densidade eletrônica ao redor do cloro é também representada espacialmente, como na figura a seguir:
Evidentemente, quando os dois átomos são iguais, não há razão para um átomo atrair o par eletrônico mais que o outro. Temos, então, uma ligação covalente apolar. 
Consequentemente, podemos definir eletronegatividade como a capacidade que um átomo tem de atrair para si o par eletrônico que ele compartilha com outro átomo em uma ligação covalente.
Baseando-se em medias experimentais, Pauling criou uma escala de eletronegatividade, que representamos a seguir num esquema da Tabela Periódica (valores adimensionais)

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