Química Geral - Slides de Aula - Unidade I

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Profa. Luciana Mantzouranis
UNIDADE I
Química Geral
 Como tudo começou? - A primeira ideia de átomo.
 Quais são as partículas constituintes da matéria?
 Matéria: tudo aquilo que tem massa e ocupa lugar no espaço.
Exemplos: a madeira, o ferro, a água, o ar.
 Por volta de 400 a.C., Leucipo e Demócrito: partícula na qual a divisão 
não seria possível.
 Átomo → A = não, TOMO = parte.
 Sem partes, ou seja, indivisível.
 Átomos - menores partículas constituintes da matéria.
 Concepção puramente filosófica, sem base experimental.
Estrutura do átomo
 Ideia de Leucipo e Demócrito foi o marco inicial para o estudo da matéria.
 Posteriormente, cada cientista, baseado no conhecimento de sua época, 
apresentou um “retrato” diferente para os átomos.
 Esses “retratos” são chamados de modelos atômicos.
 1808 – Modelo atômico de Dalton: os átomos são esferas maciças, 
indivisíveis e indestrutíveis.
 1897 – Thomson descobriu a primeira partícula subatômica: 
o elétron.
 Modelo atômico de Thomson: o átomo é maciço 
e constituído por um fluido com carga elétrica positiva, 
no qual estão dispersos os elétrons.
Estrutura do átomo 
 1904 – Rutherford detectou a presença de partículas com carga elétrica positiva, 
as quais ele denominou prótons.
 Experimento de Rutherford.
Rutherford usou 
a seguinte aparelhagem:
Estrutura do átomo
Fonte: http://www.objetivo.br/ConteudoOnline/mp/Pages/Default.aspx
Deflexões
Rádio (emissor de partículas α)
Canhão de Raios α
Tela fluorescenteLâmina de ouro
Através dessa experiência, Rutherford observou que: 
 a maioria das partículas alfa atravessou a placa de ouro sem sofrer desvio 
considerável em sua trajetória; 
 algumas partículas alfa (poucas) foram rebatidas na direção contrária ao choque;
 certas partículas alfa (poucas) sofreram um grande desvio em sua 
trajetória inicial.
Desses fatos, Rutherford tirou as seguintes conclusões:
 no átomo há grandes espaços vazios;
 no centro do átomo existe um núcleo 
muito pequeno e denso;
 o núcleo do átomo tem carga positiva.
Estrutura do átomo 
Modelo atômico antes e depois de Rutherford:
 Para explicar a experiência, Rutherford concluiu que 
o átomo não era uma esfera maciça, admitiu uma parte 
central positiva, muito pequena, mas de grande massa 
(o núcleo) e uma parte envolvente negativa 
e relativamente enorme (a eletrosfera). 
Estrutura do átomo
Fonte: 
http://www.objetivo.br/Conteudo
Online/mp/Pages/Default.aspx
Partícula alfa
Antes Depois
(1)
(2)
 Na sequência dos estudos sobre a estrutura do átomo, percebeu-se que no 
núcleo dos átomos poderia existir mais do que um único próton. 
 Entretanto, esse fato comprometeria a estabilidade do núcleo, pois entre prótons 
existiriam forças de repulsão que provocariam a fragmentação do núcleo.
 Como isso não ocorria, Rutherford passou a admitir a existência, no núcleo, de 
partículas com massa muito semelhante à dos prótons, mas sem carga elétrica.
 Durante experiências com material radioativo, em 1932, 
o físico James Chadwick descobriu essas partículas e 
denominou-as nêutrons.
Estrutura do átomo 
Em 1913, Niels Bohr propôs um novo modelo atômico relacionando a distribuição 
dos elétrons na eletrosfera com sua quantidade de energia e acrescentou as 
seguintes informações ao modelo já existente:
 o elétron move-se em órbitas circulares em torno de um núcleo atômico central;
 somente certas órbitas são permitidas para o elétron e ele não emite energia 
quando as percorre;
 quando o elétron passa de uma órbita para outra emite ou absorve energia.
Estrutura do átomo
Estrutura do átomo
Adaptado de: http://www.objetivo.br/ConteudoOnline/mp/Pages/Default.aspx
 O modelo atômico básico é o proposto por Rutherford, 
com a inclusão dos nêutrons no núcleo.
Estrutura atômica básica
NÚCLEO
NÊUTRON
PRÓTON
ELÉTRON
Adaptado de: http://www.infoescola.com/quimica/atomo/
Carga e massa das partículas fundamentais
Nome Carga elétrica relativa Massa relativa
elétron -1 1/1840
próton +1 1
nêutron zero 1
 Átomos: são as partículas constituintes da matéria.
 Elementos químicos: são os diferentes tipos de átomos conhecidos.
 Cada elemento tem um símbolo e um nome.
Conceitos importantes
Símbolo Nome
C Carbono
Al Alumínio
O Oxigênio
Li Lítio
Ba Bário
H2O
CH4
Conceitos importantes
Analise as afirmativas sobre o experimento e as conclusões de Rutherford 
e assinale a alternativa correta.
a) As partículas alfa possuem carga negativa.
b) As partículas alfa não sofrem desvio em sua trajetória.
c) A eletrosfera possui um diâmetro menor quando comparado 
ao diâmetro do núcleo.
d) No centro do átomo existe um núcleo muito pequeno e denso.
e) A maior parte da massa do átomo está localizada na 
periferia do átomo.
Interatividade
Representação:
 Número atômico (Z): é o número de prótons (p) existentes no núcleo de 
um átomo.
 O número de prótons caracteriza o elemento químico.
 Para o átomo, o número de prótons é igual ao número de elétrons.
 Número de massa (A): é a soma do número de prótons (p) com o número de 
nêutrons (n) existentes no núcleo de um átomo.
 Portanto: A = p + n = Z + n
 Importante: 
Número de massa é diferente de massa atômica.
Características dos átomos
X
A
Z
Fe 
Z = 26 e A = 56
Características dos átomos
 Os átomos apresentam a capacidade de ganhar ou perder elétrons, formando 
novos sistemas, eletricamente carregados, denominados íons. Ao ganhar ou 
perder elétrons, os átomos originam dois tipos de íons.
Íons: cátions e ânions
X
Átomo
p = e
A
Z
X
A
Z
X
A
Z
+
-
p > e
p < e
Perde
elétron(s)
Ganha
elétron(s)
Cátion
Ânion
Mg (Z = 12)
F (Z = 9)
Íons: cátions e ânions
 Isótopos: átomos que possuem o mesmo número atômico, mas diferentes 
números de massa.
Exemplos: 
 Isóbaros: átomos que possuem o mesmo número de 
massa, mas diferentes números atômicos.
Semelhanças atômicas
12
6C
13
6C
14
6C
14
7N
12
7N
1
1H
2
1H
3
H1
40
19K
40
20Ca
 Isótonos: possuem o mesmo número de nêutrons, mas diferentes números 
atômicos e números de massa.
Semelhanças atômicas
26
12
Mg
28
Si
14
 Isoeletrônicos: átomos e íons que possuem a mesma quantidade de elétrons.
11Na
+
8O
2-
Semelhanças atômicas
 O modelo atômico de Bohr postula que a eletrosfera é dividida em níveis 
de energia.
 Níveis de energia ou camadas eletrônicas → são regiões do átomo onde o elétron 
pode se movimentar sem perder nem ganhar energia. 
 Esses níveis são designados pelos números inteiros de 1 a 7 ou pelas letras 
maiúsculas K, L, M, N, O, P, Q, respectivamente.
Eletrosfera – Níveis de energia
Eletrosfera – Níveis de energia
Adaptado de: http://crv.educacao.mg.gov.br/sistema_crv/index.aspx
Núcleo:
prótons e nêutrons
K L M N O P Q
Ordem crescente de energia
 Sommerfield propôs que os níveis de energia estariam divididos em regiões ainda 
menores, denominadas subníveis de energia.
 O número de cada nível indica a quantidade de subníveis nele existentes. Por 
exemplo, o nível 1 apresenta um subnível, o nível 2 apresenta 2 subníveis, e 
assim por diante.
Eletrosfera – Os subníveis de energia
Eletrosfera – Os subníveis de energia
Adaptado de: http://www.objetivo.br/ConteudoOnline/mp/Pages/Default.aspx
K
1s
+
L
2s 2p
M
3s 3p 3d
N
4s 4p 4d 4f
O
5s 5p 5d 5f 5g
P
6s 6p 6d 6f 6g 6h
Q
7s 7p 7d 7f 7g 7h 7i
Estudos específicos para determinar a energia dos subníveis mostram que:
 existeuma ordem crescente de energia nos subníveis;
 os elétrons de um mesmo subnível contêm a mesma quantidade de energia;
 os elétrons se distribuem pela eletrosfera, ocupando o subnível de menor 
energia disponível.
Eletrosfera – Os subníveis de energia
 A criação de uma representação 
gráfica para os subníveis facilitou 
a visualização da sua ordem 
crescente de energia. Essa 
representação é conhecida como 
Diagrama de Linus Pauling.
Diagrama de Linus Pauling
Fonte: 
http://www.objetivo.br/Conteudo
Online/mp/Pages/Default.aspx
K:
L:
M:
N:
O:
P:
Q:
1s
2s
3s
4s
5s
6s
7s
2p
3p
4p
5p
6p
7p
3d
4d
5d
6d
4f
5f
 A camada de valência é o último nível da distribuição eletrônica em 
ordem geométrica.
 Como em um átomo o número de prótons é igual ao de elétrons, podemos fazer a 
distribuição eletrônica.
Exemplos:
 1H → 1s
1
 12Mg → 1s
2 2s2 2p6 3s2
Distribuição eletrônica
Subníveis s p d f
Número máximo de elétrons 2 6 10 14
 A camada de valência é o último nível da distribuição eletrônica em
ordem geométrica. Exemplo: 21Sc → 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1
 Perceba que o subnível 4s2 aparece antes do subnível 3d1, 
de acordo com a ordem crescente de energia.
 Podemos escrever a distribuição eletrônica ordenando os subníveis 
pelo número do nível. Assim, obteremos a chamada ordem geométrica.
21Sc → 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d1 4s2 
Camada de valência: 4
Elétrons na camada de valência: 2
Camada e elétron de valência
Sabendo que o número atômico do titânio é 22, sua configuração eletrônica é:
a) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3
b) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
c) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
d) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d2
e) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6
Interatividade
 Na tabela periódica, os elementos químicos estão dispostos em ordem crescente 
de número atômico, originando os períodos na horizontal (em linhas) e na vertical 
(em colunas), as famílias ou os grupos.
 Os elementos semelhantes ficam reunidos nas famílias.
 A tabela periódica é constituída por 18 famílias e 7 períodos.
Tabela periódica
Tabela periódica
Fonte: http://iupac.org/cms/wp-
content/uploads/2015/07/IUPAC
_Periodic_Table-28Nov16.jpg
 Cada tabela periódica traz uma 
legenda. Esta deve ser sempre 
consultada, pois não existe 
nenhuma determinação no que se 
refere à padronização da posição 
do número atômico, número de 
massa, nome do elemento etc.
Tabela periódica – Legenda
Adaptado de: 
http://www.brasilescola.com/qu
imica/elementos-quimicos.htm
Número
Atômico
Distribuição
Eletrônica
Nome
Massa
Atômica
Símbolo
26 2
8
14
2
ferro
55,847
Fe
 De acordo com as propriedades físicas e químicas, podemos classificar os 
elementos em: metais, ametais, semimetais, hidrogênio e gases nobres.
Classificação dos elementos
Adaptado de: http://www.10emtudo.com.br/aula/vestibular/tabela_periodica/
Metais
G
a
s
e
s 
N
o
b
r
e
s
 Quando dois átomos combinam entre si, dizemos que entre eles estabeleceu-se 
uma ligação química.
 Como a parte mais externa dos átomos é a sua eletrosfera, e para ocorrer uma 
ligação química é necessário que eles se aproximem, é fácil perceber que os 
elétrons mais externos são os responsáveis pela ocorrência das ligações químicas.
 Para que ocorra uma ligação química, os átomos podem 
perder ou ganhar elétrons, ou ainda compartilhar seus 
elétrons. A ocorrência de uma das possibilidades 
depende das características dos átomos envolvidos.
Interações atômicas e moleculares
Em 1916, dois cientistas associaram dois fenômenos:
 a tendência de os átomos dos elementos com oito elétrons na camada de 
valência (gases nobres) aparecerem isolados na natureza;
 a tendência de os outros átomos dos elementos fazerem ligações, perdendo, 
ganhando ou compartilhando elétrons.
A partir dessa associação, criaram uma teoria:
 Teoria do octeto: um grande número de átomos adquire 
estabilidade eletrônica quando apresenta oito elétrons na 
sua camada mais externa.
Teoria do octeto
 Ocorre entre elementos que apresentam tendências opostas, ou seja, um dos 
átomos possui a tendência de perder elétrons, enquanto o outro possui a 
tendência de receber elétrons.
 Na ligação iônica ocorre transferência de elétrons.
A ligação iônica ocorre entre:
 metal e ametal
 metal e hidrogênio
Ligação iônica
Adaptado de: http://www.objetivo.br/ConteudoOnline/mp/Pages/Default.aspx
K ∙ + ∙ C𝑙 ∶ → K
+
∶ C𝑙 ∶
−
11Na e 8O
20Ca e 8O 
Ligação iônica
 Esse tipo de ligação ocorre quando os átomos envolvidos tendem 
a receber elétrons.
 Na ligação covalente ocorre compartilhamento de elétrons.
A ligação covalente ocorre entre:
 ametal e ametal
 ametal e hidrogênio
Ligação covalente
Adaptado de: http://www.objetivo.br/ConteudoOnline/mp/Pages/Default.aspx
∶ C𝑙 ∙ C𝑙
XX
X 
XX
X
X C𝑙 − C𝑙OU
 A ligação metálica é característica de 
substâncias formadas exclusivamente 
por átomos de metais.
 Os átomos de metais podem ser do mesmo 
elemento ou de elementos diferentes.
 Experimentos mostram que os retículos 
cristalinos dos metais sólidos consistem 
em um agrupamento de cátions fixos, 
rodeados por um “mar” de elétrons.
Ligação metálica
Adaptado: http://www.brasilescola.com/quimica/como-se-forma-ligacao-metalica.htm
+ + + + + +
+ + + + + +
+ + + + + +
+ + + + + +
- - - - - - -
- - - - - - -
- - - - - - -
- - - - -
Elétrons livres
Assinale a alternativa que contém o tipo de ligação química que ocorre nos 
compostos CaCl2, Na2O, O2 e CO2.
a) Iônica, iônica, covalente e covalente.
b) Iônica, covalente, iônica e covalente.
c) Covalente, covalente, iônica e iônica.
d) Todas as ligações são iônicas.
e) Todas as ligações são covalentes.
Interatividade
A polaridade das moléculas depende:
 da polaridade das ligações covalentes
 da geometria molecular
Polaridade das ligações
 Átomos diferentes nas moléculas terão núcleos diferentes e, portanto, efeitos 
diferentes sobre o par de elétrons da ligação covalente.
 A atração que um determinado átomo exerce sobre o par 
de elétrons é chamada eletronegatividade.
Polaridade 
 Nas ligações entre átomos de mesma eletronegatividade, os elétrons são 
igualmente atraídos pelos núcleos. Nesse tipo de ligação, não ocorre acúmulo de 
elétrons em nenhuma região, ou seja, não há formação de polos.
 A ligação entre átomos de mesma eletronegatividade 
é uma ligação covalente apolar.
Polaridade das ligações
Fonte: 
http://qnint.sbq.org.br/qni/visuali
zarConceito.php?idConceito=41
 Em uma ligação entre átomos com diferentes eletronegatividades, a distribuição 
eletrônica não é uniforme. 
 A densidade eletrônica é sempre maior ao redor do átomo de maior 
eletronegatividade.
 Considere B mais eletronegativo que A.
 A ligação entre átomos de diferentes eletronegatividades 
é uma ligação polar.
Polaridade das ligações
Adaptado de: 
http://www.objetivo.br/C
onteudoOnline/mp/Pag
es/Default.aspx
𝛿 + 𝛿 −
A B
 Quanto maior for a diferença de eletronegatividade, maior será a polarização 
da ligação.
Polaridade das ligações
Adaptado de: 
http://tudodeconcursosevestibulares.blogspot.com.br/2
013/03/propriedades-periodicas-dos-elementos.html
H He
Li Be B C N O F Ne
Na Mg AI Si P S CI Ar
K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg TI Pb Bi Po At Rn
Fr Rd Ac
Menor eletronegatividade
Maior 
eletronegatividade
IA
1
2
3
45
6
7
VIIIA
 A polarização da ligação é representada por uma grandeza denominada 
momento dipolar. 
 O momento dipolar é representado por um vetor orientado no sentido do elemento 
menos eletronegativo para o elemento mais eletronegativo. Portanto, o vetor é 
orientado do polo positivo para o polo negativo.
Polaridade das ligações
Adaptado de: http://www.objetivo.br/ConteudoOnline/mp/Pages/Default.aspx
+𝛿 − 𝛿
H ( CI
µ
∙∙
 As moléculas podem ser classificadas em polares e apolares.
 Experimentalmente, uma molécula é considerada polar quando se orienta na 
presença de um campo elétrico externo e apolar quando não se orienta.
 Teoricamente, pode-se determinar a polaridade de uma molécula pelo vetor 
momento dipolar resultante, isto é, pela soma dos vetores de cada ligação polar 
da molécula.
 A molécula é polar quando essa soma é diferente de zero.
 A molécula é apolar quando essa soma é igual a zero.
Polaridade das moléculas
Para determinar a soma do momento dipolar deve-se considerar dois fatores:
 a escala de eletronegatividade, que nos permite a orientação dos vetores de cada 
ligação polar;
 a geometria da molécula, que nos permite determinar a disposição espacial 
desses vetores.
Exemplos:
Polaridade das moléculas
Fonte: http://www.objetivo.br/ConteudoOnline/mp/Pages/Default.aspx
- -
++
--
+ +
O
µ µ
H H
104,5º O
H H
dipolo resultante
 Momento dipolar resultante igual a zero –
a molécula é apolar.
Polaridade das moléculas
Adaptado de: http://www.objetivo.br/ConteudoOnline/mp/Pages/Default.aspx
𝛿 − 𝛿 + 𝛿 + 𝛿 −
O c o
µ µ
Ligações dipolo induzido-dipolo induzido:
 Acontecem entre moléculas apolares.
 Durante a maior parte do tempo, a distribuição dos elétrons na eletrosfera de uma 
molécula apolar é uniforme. Contudo, em determinado instante, pode ocorrer um 
acúmulo de elétrons em uma das extremidades da molécula.
 Isso provoca a formação de um dipolo instantâneo, que irá induzir a formação de 
dipolos em moléculas vizinhas.
 Essas alterações nas nuvens eletrônicas são chamadas 
de Dispersões de London.
Ligações intermoleculares
Ligações dipolo permanente-dipolo permanente ou dipolo-dipolo.
 Característico de moléculas polares.
Ligação de hidrogênio
 Essas ligações ocorrem com moléculas que apresentam um átomo de hidrogênio 
ligado covalentemente a um átomo de flúor, oxigênio ou nitrogênio, que são 
átomos fortemente eletronegativos.
Ligações intermoleculares
Ordem crescente de intensidade de interação:
 Dipolo induzido-dipolo induzido < dipolo-dipolo < ligações de hidrogênio.
 As ligações intermoleculares são responsáveis por manter a união entre 
as moléculas, elas interferem no ponto de ebulição (PE).
 Quanto mais intensa for a ligação intermolecular presente na molécula, 
maior será seu PE.
 Quanto maior a molécula, maior sua superfície de contato e, consequentemente, 
haverá maior interação com moléculas vizinhas. Esse aspecto torna o PE maior.
Força das ligações intermoleculares
Para os compostos HF e HCl, as ligações entre as suas moléculas ocorrem por: 
a) Ligações de hidrogênio para ambos.
b) Dipolo-dipolo para ambos.
c) Ligações de dipolo instantâneo-dipolo induzido para HF e ligações de hidrogênio 
para HCl.
d) Ligações eletrostáticas para HF e dipolo induzido para HCl.
e) Ligações de hidrogênio para HF e dipolo-dipolo para HCl.
Interatividade
ATÉ A PRÓXIMA!