RESUMO DE QUIMICA GERAL

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Estrutura eletrônica dos átomos
Um átomo possui um ou mais níveis de energia, os quais são compostos de um ou mais órbitas.
Cada orbital em um átomo possui uma energia característica e visto como a região em torno do núcleo onde se espera poder encontrar o elétron.
Para examinarmos a maneira pela qual os e- estão arranjados, discutiremos os números quânticos:
- Número quântico principal, nº dos níveis de energia em um átomo estão arranjados em níveis principais ou camadas, determinadas pelo nº quântico principal.
Nº quântico principal	1	2	3	4	5	6	7
Designação por letra	K	L	M	N	O	P	Q
- Número quântico azimutal l: cada camada principal é composta por uma ou mais subcamadas ou subníveis que são especificados pelo n° quântico secundário ou azimutal l.
Para qualquer camada, l pode ter valores, 0, 1, 2 até n-1.
Ex.:
n° 1 = l = 0 → camada k com apenas uma subcamada.
n° 2 = l = 0,1 → camada L com 2 subcamadas.
	Valor de l:	0	1	2	3
	Designação de subcamada:	s	p	d	f
- Número quântico magnético m → cada subcamada é composta de um ou mais orbitais, m tem valors inteiros que variam entre -l e + l.
Ex.:
- Quanto l = 0 → m = 0 → uma subcamada s consiste apenas de 1 orbital;
- Quanto l = 1 → m = -1, 0, 1 → uma subcamada p com 3 orbitais;
- Quanto l = 2 → m = -2, -1, 0, 1, 2 → uma subcamada d com 5 orbitais;
- Quanto l = 3 → m = -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3 → uma subcamada f com 7 orbitais;
	Subníveis		n° máximo e-
	s	2
	p	6
	d	10
	f	14
- Número quântico de spin, s: surge em decorrência de o e- se comportar como se estivesse girando da mesma maneira que a terra gira em torno de seu eixo. Uma vez que o e- pode girar em 2 direções, s só pode ter 2 valores: +1/2 e -1/2
Portanto, cada e- em um átomo poderá ter associado 4 nos quânticos, n, l, m e s, os quais determinarão o orbital no qual o e- é encontrado e a direção na qual o e- está girando.
Diagrama de Linus Pauling
Configuração eletrônica e propriedades periódicas
Energia de ionização - energia mínima necessária para remover o e- de um átomo. Em espécies polieletrônicas, desde que se forneça energia suficiente, é possível remover mais de um e-.
Ex.: Ca → 4s²
1ª E.I. = 590 Kj/mol
2ª E.I. = 1145 Kj/mol
3ª E.I. = 4912 Kj/mol
Ao longo de qualquer período ocorre uma tendência de aumento das energias de ionização. Os e- estão sendo adicionados em um mesmo nível de energia. Há um aumento da carga nuclear efetiva que atua sobre os e- de valência e uma consequente diminuição no tamanho dos átomos.
Em uma dada família, as energias de ionização diminuem de cima para baixo. Ocorre aumento do número de e- internos, os quais blindam eficazmente a carga nuclear. Resulta que os átomos aumentam de tamanho. Algumas variações:
E.I. (B)	<	E.I. (Be)
1s² 2s² 2p¹		1s² 2s²
E.I. (O)	<	E.I. (N)
1s² 2s² 2p4		1s² 2s² 2p³
- Afinidade eletrônica → energia liberada ou absorvida quando um e- é adicionado a um átomo neutro em seu estado fundamental. Ao longo de um período as afinidades eletrônicas aumentam. Átomos muito pequenos e cusjas camadas externas sentem uma elevada carga nuclear efetivamente tem afinidade ao e- muito grande. Por outro lado, átomos grandes, cujas camadas externas sentem o efeito de uma pequena carga nuclear efetiva, possuem pequenas afinidades ao e-.
Via de regra quanto mais à direita maior a ionização, toda vida caso estejam no mesmo período e as camadas não estejam estáveis o menos estável terá menor energia de ionização. Quanto maior a energia de ionização menor o raio atômico.
<
∆h < 0
exotérmica
∆h > 0
endortérmica
Geometria molecular
Para que se possa fazer uma previsão da geometria de uma molécula deve-se considerar as seguintes regras:
1 - Determinar o átomo central da molécula;
2 - Faça um esqueleto da molécula, dispondo os outros átomos em torno do átomo central;
3 - Determinar o número total de elétrons de valência em todos os átomos da molécula ou íon;
4 - Distribuir os elétrons em pares nos átomos ligados ao átomo central;
5 - Se sobrar elétrons coloque-os no átomo central;
6 - Caso o átomo central não atinja o octeto, desloque pares de um ou mais átomos circundantes para formar ligações duplas ou mesmo triplas.
Obs.: A partir do terceiro período terão a expansão do octeto desde que possuam disponível lugar para elétrons em seus orbitais.
Forças Intermoleculares
São forças de atração entre as moléculas
- Ponte de hidrogênio ou Ligação de Hidrogênio;
Obs.: Só há ponde de hidrogênio em moléculas que contenham a ligação de H(Hidrogênio) necessariamente com F(Fluor), O(Oxigênio) e N(Nitrogênio);
- Dipolo-dipolo;
- Força de London ou de Van der Waals - é formada por dipolo-dipolo instantâneos. Ocorrem devido às movimentações dos elétrons.
Obs.: Um tipo de elementos químicos são os gases nobres.