quimica geral

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MODELO ATÔMICO DE RUTHERFORD 
 O átomo contém imensos espaços vazios; 
 No centro do átomo existe um núcleo muito pequeno e denso; 
 O núcleo do átomo tem carga positiva, uma vez que as partículas alfa (positiva) foram 
repelidas ao passar perto do núcleo; 
 Para equilibrar essa carga positiva, existem elétrons ao redor do núcleo orbitando numa região 
periférica denominada eletrosfera. 
Rutherford elaborou um modelo de átomo semelhante a um minúsculo sistema planetário, em que 
os elétrons se distribuíam ao redor do núcleo como planetas em torno do Sol. 
 
Contradições que impediram sua total aceitação: 
 Antes de tudo o Sistema Solar é gravitacional e o sistema atômico é elétrico. As leis físicas 
que regem esses dois sistemas são diferentes. 
 Além disso, como partículas de cargas opostas se atraem, os elétrons iriam perder energia 
gradualmente percorrendo uma espiral em direção ao núcleo e, à medida que isso ocorresse, 
emitiriam energia na forma de luz. 
 
TEORIA DE MAX PLANCK 
Fenômenos relacionando o aquecimento e a cor de objetos e corpos celestes foram observados 
por muito tempo sem que tivessem uma explicação satisfatória. Por volta de 1900, o físico e 
matemático alemão Max Planck admitiu que a energia não era contínua como se pensava. 
Os corpos aquecidos emitem radiação não sob a forma de ondas, mas sob a forma de pequenos 
“pacotes” de energia denominados quantum (fóton), ou seja, a energia é descontínua. 
 
MODELO ATÔMICO DE BOHR 
Em 1913, baseando-se no modelo atômico de Rutherford, na teoria quântica da energia de 
Max Planck e nos espectros de linhas dos elementos, Bohr propôs os seguintes postulados: 
 O elétron move-se em órbitas circulares em torno de um núcleo atômico central. Para cada 
elétron de um átomo existe uma órbita específica, em que ele apresenta uma energia bem definida – 
um nível de energia- que não varia enquanto o elétron estiver nessa órbita. 
 Os espectros dos elementos são descontínuos porque os níveis de energia são quantizados, 
ou seja, só são permitidas certas quantidades de energia para o elétron cujos valores são múltiplos 
inteiros do fóton. 
Só é permitido ao elétron ocupar níveis energéticos nos quais ele se apresenta com valores de 
energia múltiplos inteiros de um fóton. 
Ele concluiu que o conjunto núcleo/elétron será mais estável quanto mais próxima for a órbita 
permitida do elétron em relação ao núcleo. Se atribuirmos a cada nível de energia n valores inteiros 
que vão de 1 até infinito, a energia do elétron que se move no n=1 é menor que a do elétron que se 
move no n=2, e assim por diante. 
 O átomo está no seu estado fundamental (mais estável) quando todos os seus elétrons 
estiverem se movimentando em seus respectivos níveis de menor energia. 
 Se um elétron no estado fundamental absorve um fóton, ele “salta para o nível de energia 
imediatamente superior e entra num estado ativado (instabilidade). 
Esse modelo atômico explicava satisfatoriamente o átomo de hidrogênio, que possui apenas um 
1 elétron ao redor do núcleo, mas falha ao explicar os átomos dos demais elementos. 
 
 
MODELO ATÔMICO DE SOMMERFELD 
Quando um átomo possui mais de um elétron, esses elétrons passam a interagir uns com os 
outros (exemplo: repulsão elétrica). 
Cada nível de energia n está dividido em n subníveis, correspondentes a uma órbita 
circular e a n-1 órbitas elípticas de diferentes excentricidades. O núcleo do átomo ocupa um dos 
focos da elipse. 
 O primeiro nível (n=1) possui apenas uma órbita circular (possui 1 subnível); 
 O segundo nível (n=2) possui uma órbita circular e uma órbita elíptica (possui 2 subníveis); 
 O terceiro nível (n=3) possui uma órbita circular e duas órbitas elípticas (possui 3 subníves), 
e assim por diante. 
 
 
 
NÚMERO ATÔMICO (Z) 
É o número de cargas positivas (prótons) existentes no núcleo dos átomos. 
Elemento químico é um conjunto de átomos com o mesmo número atômico. 
 
ISÓTOPOS E NÊUTRONS 
Thomson descobriu massas atômicas diferentes para o elemento neônio. 
Apesar de terem massas atômicas diferentes, os átomos apresentavam as mesmas propriedades 
químicas, comprovando serem de um mesmo elemento. Apenas as propriedades físicas que se 
relacionavam com a massa eram diferentes. 
Deu-se a esse fenômeno o nome isotopia, e aos átomos de um mesmo elemento químico que 
apresentavam massas atômicas diferentes chamou-se isótopos (isso= mesmo, tópos=lugar, em 
referência ao fato de ocuparem o mesmo lugar na tabela periódica). 
O fenômeno da isotopia ficou sem explicação até 1932, quando Chadwick solucionou a 
questão, descobrindo uma nova partícula nuclear, obtida como consequência do bombardeamento de 
berílio com partículas alfa. 
A partícula descoberta por Chadwick tinha massa praticamente igual à massa do próton (um 
pouco maior) e não tinha carga elétrica, sendo por essa razão denominada nêutron. 
Os nêutrons explicam tanto a diferença de massas atômicas dos isótopos, uma vez que as 
propriedades físicas dependem da massa, como também a igualdade no seu comportamento químico, 
já que isso é função das cargas elétricas existentes nos átomos. 
Átomos isótopos possuem o mesmo número de prótons e diferente número de nêutrons. 
 
ESTRUTURA ATÔMICA BÁSICA 
O modelo atômico básico considera o átomo dividido em duas regiões distintas denominadas 
núcleo e eletrosfera. Nesse modelo, o núcleo, que é a região central do átomo, contém dois tipos e 
partículas, os prótons e os nêutrons; e a eletrosfera, que é a região periférica ao redor do núcleo, 
contém apenas os elétrons. 
 
 O núcleo localiza-se no centro do átomo e é uma região compacta, maciça e muito 
densa, embora não seja indivisível. 
 A eletrosfera é uma região imensa em relação ao núcleo e de densidade muito baixa 
(rarefeita); isso significa que a maior parte do átomo é um grande vazio. 
 
 NÚMERO DE MASSA: como praticamente toda a massa do átomo está no núcleo, o 
número de partículas nucleares (soma dos prótons e dos nêutrons) é denominado número de massa, 
cujo símbolo é a letra A. 
 
 
O número atômico (Z) designa o número de prótons existentes no núcleo do átomo. 
O número de massa (A) é um número inteiro que indica o total de partículas (prótons + 
nêutrons) do núcleo de um átomo. 
Z
AX ou ZX
A 
A massa atômica oficial de cada elemento químico é a média ponderada das massas atômicas 
dos isótopos naturais do elemento, multiplicada pela abundância (% em massa) de cada isótopo. 
 
 Moléculas são estruturas de massa molar conhecida formada por um número relativamente 
pequeno e determinado de átomos (de mesmo elemento ou não) ligados entre si pelo 
compartilhamento de elétrons de valência. 
 
ELETROSFERA 
O próton e o elétron possuem cargas elétricas de mesma intensidade e sinais opostos, por 
isso elas se anulam mutuamente. 
Todo átomo possui o mesmo número de prótons e de elétrons, portanto todo átomo é 
eletricamente neutro. 
A= p + n ou A= Z + n 
As substâncias que se formam a partir de um grupo de átomos de elementos químicos iguais 
ou diferentes também possuem equilíbrio de carga elétrica, isto é, são eletricamente neutras. Quando 
um átomo, ou um grupo de átomos, perde a neutralidade elétrica, passa a ser denominado íon. 
 O número de prótons não varia para átomos de mesmo elemento químico, tanto que o número 
dessas partículas identifica o elemento (é o seu número atômico). 
O íon é formado quando um átomo, ou um grupo de átomos, ganha ou perde elétrons. 
 Quando um átomo ganha elétrons e fica com excesso de carga negativa, ele se torna um íon 
negativo, ou seja, um ânion. 
 Quando um átomo perde elétrons e fica com falta de carga negativa, ele se torna um íon 
positivo, ou seja, um cátion. 
 
DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA 
Um átomo no estado fundamental possui todos os seus elétrons num estado de mínima 
energia possível (mais estável), e a energia total de cada elétron está relacionada a suas energias 
potencial e cinética.A energia potencial de um elétron na eletrosfera de um elétron na eletrosfera de um átomo é 
dada tomando-se o núcleo como referencial e é fornecida por um número inteiro n que varia de 1 a 
infinito e indica o nível de energia ocupado pelo elétron (modelo atômico de Bohr). O número n 
indica o nível de energia (potencial) do elétron. Para os elementos conhecidos (de número atômico 
até 112) no estado fundamental, n varia de 1 até 7. 
 A energia cinética de um elétron está relacionada ao seu movimento na eletrosfera e é 
fornecida por um número inteiro ℓ que varia, para cada valor de n, de 0 até (n-1). 
 
Diagrama de Linus Pauling 
 
 A “distribuição de elétrons” no átomo deve ser feita necessariamente em ordem de energia, 
que é indicada pelas setas no diagrama. A distribuição eletrônica em ordem energética termina com 
os elétrons mais energéticos do átomo no estado fundamental, aqueles que possuem maior energia 
potencial e cinética (que não são necessariamente os mais externos do átomo). 
 O nível de energia mais externo de um átomo no estado fundamental é denominado camada 
de valência. A camada de valência é ocupada pelos elétrons de valência. 
 
RAIO ATÔMICO 
 Em uma família da tabela periódica, o raio aumento de cima para baixo, conforme aumenta o 
número atômico e, portanto, o número de níveis de energia do átomo no estado fundamental. 
 
NÚMEROS QUÂNTICOS 
 Número Quântico Principal (n): é aquele que indica os níveis de energia, ou seja, a camada 
eletrônica em que o elétron está. 
As camadas eletrônicas K, L, M, N, O, P e Q representam, respectivamente, os seguintes 
números quânticos principais 1, 2, 3, 4, 5, 6 e 7: 
K = 1, L = 2, M = 3, N = 4, O = 5, P = 6, Q = 7 
 
 Número quântico secundário, azimutal ou de momento angular (l) : é aquele que indica 
os subníveis de energia, ou seja, o subnível de energia a que o elétron pertence. 
Os subníveis de energia s, p, d e f representam, respectivamente, os seguintes números quânticos 
secundários 0, 1, 2 e 3: 
s: l = 0, p: l = 1, d: l = 2, f: l = 3 
 
 Número quântico magnético (m ou m1): é aquele que indica a órbita onde os elétrons se 
encontram: 
O subnível s possui 1 orbital, que é o orbital (0). 
O subnível p possui 3 orbitais, que são os orbitais (0), (+1) e (-1). 
O subnível d possui 5 orbitais, que são os orbitais (-2), (-1), (0), (+1) e (+2). 
O subnível f possui 7 orbitais, que são os orbitais (-3), (-2), (-1), (0), (+1), (+2) e (+3). 
 
 Número quântico de spin (s ou ms): é aquele que indica o sentido de rotação do elétron: 
Se o orbital de um subnível for negativo, a rotação é no sentido negativo, o qual é representado 
por uma seta para cima. Mas, se o orbital de um subnível for positivo, a rotação é no sentido positivo, 
o qual é representado por uma seta para baixo. 
 
SÉRIE DE ÍONS ISOELETRÔNICOS 
Numa série de íons isoelêtronicos, o número de elétrons e, portanto, o número de níveis de 
energia, é o mesmo. A diferença está apenas no número atômico dos íons. 
Quanto maior o número atômico, maior será a carga nuclear efetiva e a atração núcleo/último 
nível de energia, implicando maior força de atração e menor raio. 
 Numa série de íons isoeletrônicos, terá maior raio o íon que tiver menor número atômico. 
 
ENERGIA DE IONIZAÇÃO 
Quando retiramos um elétron de um átomo isolado, ele absorve energia e passa para um 
estado de instabilidade. 
Energia ou potencial de ionização é a energia necessária para retirar um elétron de um átomo 
(ou íon) isolado, portanto, no estado gasoso. 
 
 Quanto maior o raio atômico do elemento, mais distante fica o núcleo do átomo do seu nível 
de energia mais externo (no estado fundamental). Nesse caso, a atração que os prótons exercem sobre 
os elétrons mais externos é menor (e a repulsão exercida pelos elétrons mais internos é maior), 
portanto será mais fácil retirar um elétron do átomo isolado, ou seja, menor energia de ionização do 
elemento. 
 Quanto menor o raio atômico do elemento, maior é a atração que o núcleo exerce sobre os 
elétrons do nível mais externo e maior a energia necessária para retirar o elétron do átomo. 
 Para elementos que ocupem uma mesma família ou período da tabela, quanto menor o raio 
atômico, maior a energia de ionização e vice-versa. 
 
 
 
 
ELETRONEGATIVIDADE 
Eletronegatividade é a tendência que um átomo possui de atrair elétrons para perto de si, 
quando se encontra “ligado” a outro átomo de elemento químico diferente, numa substância 
composta. 
 
Com base na variação do raio atômico dos elementos, temos: 
 Quanto menor o raio atômico, maior será a atração do núcleo pelos elétrons do nível de energia 
mais externo e, portanto, maior a eletronegatividade. 
 Quanto maior o raio atômico, menor será a atração do núcleo pelos elétrons do nível de energia 
mais externo e menor será a eletronegatividade. 
A eletronegatividade do átomo de um elemento químico aumenta conforme o raio atômico 
diminui. 
 
 ESTABILIDADE E A REGRA DO OCTETO 
 Os únicos elementos cujos átomos são estáveis na forma isolada são os gases nobres. 
 Os cientistas concluíram que a estabilidade dos gases nobres estava relacionada ao fato de os 
átomos desses elementos possuírem o último nível de energia (camada de valência) completo no 
estado fundamental. Isso significa ter 2 elétrons quando a camada de valência for o 1º nível de energia, 
e 8 elétrons quando for o 2º, 3º, 4º, 5º ou 6º nível de energia. 
 Os átomos de diferentes elementos estabelecem ligações, doando, recebendo ou 
compartilhando elétrons para adquirir uma configuração eletrônica igual à de um gás nobre 
no estado fundamental: 8 elétrons no nível de energia mais externo ou, então, 2 elétrons se o 
nível mais externo for o primeiro (H). 
 
COMPARTILHAMENTO DE ELÉTRONS 
 O compartilhamento de pares de elétrons de valência é o que caracteriza a chamada ligação 
covalente. 
 Ocorre entre elementos que possuem diferença de eletronegatividade menor que 1,7. 
 
 Entre dois átomos (como os de hidrogênio), que estão próximos um do outro, se estabelecem 
continuamente forças de atração e repulsão que geram uma energia potencial. 
 
 Forças envolvidas: 
 Atração do núcleo (próton) de um átomo de hidrogênio pelo elétron do outro átomo. 
 Repulsão entre os elétrons e os núcleos (prótons) de cada átomo. 
 
 
 
 
 
Exemplos: 
 
 
POLARIDADE DA LIGAÇÃO COVALENTE 
 Quando dois átomos compartilham elétrons em uma ligação covalente, essa ligação pode ser 
apolar ou polar, conforme a diferença de eletronegatividade entre os átomos, como mostra a tabela a 
seguir: 
 
 
 
 
 
GEOMETRIA MOLECULAR 
 O fato de uma molécula apresentar ligações covalentes polares não significa que ela será polar, 
pois essa característica depende também da geometria dessa molécula, ou seja, da forma que seus 
átomos se organizam no espaço. 
 
 Modelo da Repulsão de Pares de Elétrons na Camada de Valência (RPECV) 
 Esse modelo foi aperfeiçoado em 1957, por dois químicos que se basearam na teoria de 
Sidgwick-Powell, desenvolvida em 1940 sobre a geometria das moléculas. 
 O modelo RPECV tem como base: 
1. O número de átomos das moléculas; 
2. As ligações do átomo central, ou seja, o átomo que está ligado a todos os outros átomos da 
molécula; 
3. E se o átomo central possui ou não pares de elétrons disponíveis, isto é, que não estão 
envolvidos em nenhuma ligação química. 
 
POLARIDADE DA MOLÉCULA 
 Há duas características que podem definir se uma molécula é ou não polar: a diferença de 
eletronegatividade entre os átomos ligados e a sua geometria. 
4. Se não houver diferença de eletronegatividade entre os átomos (ligações 100% covalentes), a 
molécula provavelmente será apolar, qualquer que seja a sua geometria. 
 
 
LIGAÇÃO IÔNICA 
 Quando a diferença de eletronegatividade entre dois átomos de elementos químicos for maior 
que 1,7, a ligação entre eles será iônica, ou seja, obtida pela formação de íons positivose negativos 
que permanecem juntos por atração eletrostática. A intensidade do dipolo formado entre os átomos 
aumenta com o aumento da diferença de eletronegatividade entre eles. 
 
LIGAÇÕES COVALENTES COORDENADAS 
 Também chamada apenas de Ligação Coordenada, ocorre com o compartilhamento de pares 
de elétrons, porém, a diferença é que, na ligação covalente normal, os elétrons são provenientes dos 
átomos dos dois elementos, já na ligação covalente dativa, os elétrons são provenientes somente de 
um dos átomos. 
 
 
LIGAÇÕES METÁLICAS 
 A alta positividade dos metais levou os cientistas a estabelecer um modelo de ligação química 
de natureza elétrica com base na atração entre íons positivos (cátions do metal) e elétrons semilivres. 
 
 
HIBRIDIZAÇÃO DO CARBONO 
 Define-se como hibridização a união de orbitais atômicos incompletos. Um orbital é 
classificado como incompleto quando ele apresenta apenas um elétron em seu interior em vez de 
dois. 
 
 A hibridização do carbono permite que os átomos desse elemento sejam capazes de realizar 
quatro ligações químicas, ou seja, o carbono só realiza quatro ligações após sofrer o fenômeno da 
hibridização. 
 Na distribuição eletrônica do carbono, percebemos que o subnível 1s está completo (com dois 
elétrons), o 2s está completo (com dois elétrons) e o subnível 2p está incompleto (o subnível p suporta 
seis elétrons, mas há somente dois). Distribuindo os elétrons do 2p de forma representativa, temos 
que: 
 
 O subnível p apresenta três orbitais – no caso do carbono, dois deles estão incompletos e um 
está vazio. Por essa razão, esse elemento deveria realizar apenas duas ligações, já que o número de 
orbitais incompletos sempre determina o número de ligações. 
 No entanto, ao receber energia do meio externo, os elétrons presentes no Carbono são excitados. 
Assim, um dos elétrons presentes no subnível 2s desloca-se para o orbital do subnível p que estava 
vazio: 
 
 Assim sendo, o carbono fica com quatro orbitais incompletos no seu segundo nível. Em seguida, 
o orbital do subnível 2s une-se aos três orbitais p, o que configura o fenômeno de hibridização. 
 
 
QUÍMICA ORGÂNICA 
 A primeira separação da Química em orgânica e inorgânica ocorreu por volta de 1777 e foi 
proposta pelo químico sueco Torbern Olof Bergman (1735-1784), que definiu: 
➢ Química inorgânica: é a parte da Química que estuda os compostos extraídos dos minerias. 
➢ Química orgânica: é a parte da Química que estuda os compostos extraídos de organismos 
vivos, animais e vegetais. 
 
Química orgânica é a parte da Química que estuda praticamente todos os compostos do 
elemento carbono. 
 Postulados de Kekulé 
 
 
 
 
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