Resumo de Química

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NATURAIS
Química 01
NATURAIS
Química 01
AtomísticaModelos Atômicos
Modelo Atômico de Dalton
"Bola de bilhar"
01- TODA MATÉRIA É COMPOSTA POR
PARTÍCULAS PEQUENAS E INDIVISÍVEIS.
02- OS ÁTOMOS DE ELEMENTOS IGUAIS
APRESENTAM PROPRIEDADES (FÍSICAS E
QUÍMICAS) IGUAIS; OS DE ELEMENTOS
DIFERENTES APRESENTAM
PROPRIEDADES DIFERENTES.
03- OS ÁTOMOS DE DETERMINADO
ELEMENTO SÃO CARACTERIZADOS POR SUA
MASSA.
As Leis Ponderais
(1808)
Quando átomos de diferentes elementos se juntam para formar
substâncias compostas, eles fazem isso na proporção de
números inteiros e pequenos.
- LEI DAS PROPORÇÕES DEFINIDAS
Durante uma reação química, não se cria ou destrói átomos, o
que acontece é uma nova organização do reagente para o
produto.
- LEI DA CONSERVAÇÃO DAS MASSAS (LAVOISIER)
Apesar de importante, o modelo atômico de
Dalton não explicou a natureza elétrica da
matéria.
AtomísticaModelos Atômicos
ThomsonModelo Atômico de 
(1898)
Ampola de Crookes
"Pudim com passas"
- ESFERA FORMADA POR MASSA
HOMOGÊNEA DE CARGA POSITIVA
- ELÉTRONS INCRUSTADOS 
- PRIMEIRO MODELO ATÔMICO DIVISÍVEL
*Características dos Raios Catódicos
- NATUREZA RETILÍNEA
- CARGA ELÉTRICA NEGATIVA
- POSSUEM MASSA
Eugen Goldstein
DESCOBERTA, POR GOLDSTEIN, DOS RAIOS
ANÓDICOS OU CANAIS, POSTERIORMENTE
CONHECIDOS COMO PRÓTONS. TAIS RAIOS
POSSUÍAM NATUREZA POSITIVA.
AtomísticaModelos Atômicos
Modelo Atômico de Rutherford
(1911)
"Sistema Planetário"
- O ÁTOMO DE RUTHERFORD É UM
GRANDE ESPAÇO VAZIO.
- NO CENTRO HÁ UMA REGIÃO CHAMADA
"NÚCLEO", A QUAL É MUITO PEQUENA E
MUITO DENSA E QUE POSSUI CARGA
POSITIVA.
- O NÚCLEO COMPREENDE,
PRATICAMENTE, TODA CARGA DO ÁTOMO.
- A ELETROSFERA É A REGIÃO NA QUAL OS
ELÉTRONS SE DISTRIBUEM AO REDOR DO
NÚCLEO.
Henri Becquerel (1896)
DESCOBERTA DA RADIOATIVIDADE
EXPERIMENTO DE RUTHERFORD
DESVIO DAS PARTÍCULAS ALFA
AO TESTAR O DESVIO DAS PARTÍCULAS ALFA NO ÁTOMO DE
THOMSON, RUTHERFORD ESPERAVA QUE TODAS AS PARTÍCULAS
ATRAVESSASSEM UMA FINÍSSIMA FOLHA DE OURO, O QUE NÃO FOI
OBSERVADO.
*Observações de Rutherford
- A MAIORIA DAS PARTÍCULAS ALFA ATRAVESSOU A FOLHA SEM
SOFRER DESVIOS, O QUE FOI EXPLICADO PELO "ESPAÇO VAZIO" DO
ÁTOMO.
- ALGUMAS PARTÍCULAS ALFA ATRAVESSARAM, PORÉM SOFRERAM
GRANDE DESVIO, O QUE FOI EXPLICADO PELA EXISTÊNCIA DE UM
NÚCLEO DENSO E POSITIVO.
- ALGUMAS PARTÍCULAS NÃO ATRAVESSARAM A FOLHA DE OURO,
POIS COLIDIRAM COM O NÚCLEO POSITIVO. 
Rutherford desenvolveu um modelo atômico instável, pois,
segundo a mecânica clássica, uma partícula elétrica em
movimento deveria emitir ondas eletromagnéticas, o que
faria com que o elétron perdesse energia e seguisse em
espiral até chocar-se com o núcleo.
AtomísticaModelos AtômicosModelo Atômico de Rutherford-Bohr
(1913)
- OS ELÉTRONS SE MOVIMENTAM EM ÓRBITAS
CIRCULARES AO REDOR DO NÚCLEO.
- O ÁTOMO NÃO PODE ASSUMIR QUALQUER VALOR DE
ENERGIA, MAS VALORES ESPECÍFICOS DAS DIVERSAS
ÓRBITAS PERMITIDAS.
- SOMENTE SÃO PERMITIDAS CERTAS ÓRBITAS COM
ENERGIAS QUANTIZADAS (FIXAS). SÃO AS ÓRBITAS
PARA AS QUAIS MVR=NH/2Π
- AO PERCORRER ESSAS ÓRBITAS DE ENERGIA
QUANTIZADA, O ELÉTRON POSSUI ENERGIA CONSTANTE,
O QUE FICOU CONHECIDO COMO ESTADO ESTACIONÁRIO.
- AO SALTAR DE UMA ÓRBITA ESTACIONÁRIA PARA
OUTRA, O ELÉTRON ABSORVE OU EMITE CERTA
QUANTIDADE DE ENERGIA, CHAMADA QUANTUM.
Teoria quântica de Max Planck
O Efeito Fotoelétrico (Albert Einstein)
Seres Espectrais- A equação de Rydberg
*Série de Lyman (nf= 1) - Ultravioleta
*Série de Balmer (nf= 2)- Visível
*Série de Pascher (nf= 3)- Infravermelho
*Série de Brackett (nf= 4)- Infravermelho
*Série de Pfund (nf= 5)- Infravermelho
*Série de Humpreys (nf= 6)- Infravermelho
AtomísticaModelos AtômicosModelo Atômico de Sommerfeld
SOMMERFELD DIZ QUE OS NÍVEIS DE ENERGIA
ESTARIAM DIVIDIDOS EM REGIÕES MENORES, OS
SUBNÍVEIS DE ENERGIA. ELE PROPÔS QUE CADA NÍVEL N
DE ENERGIA SERIA FORMADO POR UMA ÓRBITA
CIRCULAR E N-1 ÓRBITAS ELÍPTICAS.
Modelo AtômicoAtual Louis de Broglie
DUALIDADE PARTÍCULA-ONDA DO ELÉTRON
Princípio da Incerteza de Heisenberg
É IMPOSSÍVEL DETERMINAR, SIMULTANEAMENTE, A POSIÇÃO E A VELOCIDADE DE UM
ELÉTRON. ISSO OCORRE DEVIDO A EXISTÊNCIA DE UMA PERTUBAÇÃO NO SISTEMA.
Erwin Schrödinger- O conceito de Orbital
ERWIN SCHRÖDINGER DEFINIU ORBITAL COMO A REGIÃO DE MAIOR PROBABILIDADE
DE SE ENCONTRAR UM ELÉTRON.
Princípio da exclusão de Pauli
DOIS ELÉTRONS DE UM MESMO ÁTOMO NÃO PODEM POSSUIR MESMAS
CARACTERÍSTICAS ATÔMICAS E MAGNÉTICAS.
*SPIN- MOVIMENTO DE ROTAÇÃO DO ELÉTRON EM TORNO DO SEU PRÓPRIO EIXO (DOIS
ELÉTRONS SÓ PODEM OCUPAR UM MESMO ORBITAL SE POSSUÍREM SPIN
CONTRÁRIOS).
AtomísticaModelos Atômicos
Modelo AtômicoAtual
- DIVIDIDO EM DUAS REGIÕES: NÚCLEO E ELETROSFERA.
- NÚCLEO: PRÓTONS (CARGA POSITIVA) + NÊUTRONS
(CARGA NULA).
-ELETROSFERA: ELÉTRONS (MASSA  DESPREZÍVEL,
CARGA NEGATIVA).
Número Atômico- Henry Moseley (1913)
INDICA A QUANTIDADE DE PRÓTONS NO NÚCLEO (Z)
Número de Massa
A = Z + N (MASSA= QUANTIDADE DE PRÓTONS + QUANTIDADE DE NÊUTRONS)
Átomos Neutros e íons
*ÁTOMO NEUTRO: QUANTIDADE DE ELÉTRONS=QUANTIDADE DE PRÓTONS
*ÂNION: QUANTIDADE DE ELÉTRONS>QUANTIDADE DE PRÓTONS
*CÁTION: QUANTIDADE DE ELÉTRONS<QUANTIDADE DE PRÓTONS
Elemento Químico
CONJUNTO DE ÁTOMOS DE MESMO NÚMERO ATÔMICO
Semelhanças Atômicas
*ISÓTOPOS
*ISÓTONOS
*ISOELETRÔNICOS
*ISÓBAROS
Atomística
Distribuição Eletrônica
Níveis e subníveis de Energia
Diagrama de Linus Pauling
Atomística
Distribuição Eletrônica
Número Quântico Principal (n)
Número Quântico Secundário ou Azimutal (l)
Número Quântico Magnético (ml)
Número Quântico de Spin (ms ou s)
*SPIN- MOVIMENTO DE ROTAÇÃO DO ELÉTRON EM TORNO DO SEU PRÓPRIO EIXO
(DOIS ELÉTRONS SÓ PODEM OCUPAR UM MESMO ORBITAL SE POSSUÍREM SPIN
CONTRÁRIOS).
Átomos Paramagnéticos e Diamagnéticos
*PARAMAGNÉTICOS SÃO ÁTOMOS FRACAMENTE ATRAÍDOS POR ÍMÃS E QUE
POSSUEM ELÉTRONS DESEMPARELHADOS.
*DIAMAGNÉTICOS SÃO ÁTOMOS QUE SÃO FRACAMENTE REPELIDOS POR ÍMÃS E
QUE NÃO APRESENTAM NENHUM ÁTOMO DESEMPARELHADO.
TabelaPeriódica
Lei das TríadesDobereiner
(1817-1829)
Divisão dos elementos em tríades
(grupos de três), nas quais a massa
atômica do elemento central era
sempre igual a média aritmética das
massas atômicas dos outros dois
elementos da tríade. 
Parafuso TelúricoChancourtois
(1862)
Divisão dos elementos por ordem
crescente de massa atômica em uma
espiral ao redor de um cilindro.
*Chancourtois foi o primeiro a
perceber que as propriedades dos
elementos se repetiam a cada sete
elementos.
Lei das OitavasNewlands
(1864)
Ao organizar os elementos em ordem crescente de
massa atômica, Newlands comparou os elementos às
oitavas musicais, percebendo que as propriedades eram
semelhantes a cada oito elementos.
*As contradições começaram a surgir depois do Cálcio.
Tabela deMendeleiev
(1869)
Mendeleiev organizou os elementos na ordem crescente de
massa atômica, dividindo-os em 12 linhas horizontais e
tomando cuidado para deixar espaços para elementos ainda
não descobertos e para que os elementos com propriedades
semelhantes ficassem na mesma vertical.
A Tabela e os números atômicosMoseley
(Século XX)
"Muitas propriedades físicas e químicas dos elementos
variam de acordo com seu número atômico".
*Moseley foi o primeiro a organizar os elementos em
função da carga nuclear (número atômico).
Elementos TransurânicosSeaborg
(Século XX)
Reorganização da tabela periódica
pela adição dos elementos
Transurânicos (Z>92).
TabelaPeriódica
EstruturaAtual
- 7 PERÍODOS (IDENTIFICADOS PELOS
NÚMEROS DE CAMADAS NA
DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA).
- 18 GRUPOS/FAMÍLIAS- APRESENTAM
SEMELHANÇAS NAS PROPRIEDADES
FÍSICAS E QUÍMICAS; IDENTIFICADAS
PELA QUANTIDADE DE ELÉTRONS NA
CAMADA DE VALÊNCIA.
Elementos Representativos
*Subnível mais energético: s ou p.
Família 1- Metais Alcalinos
Família 2- Metais Alcalinos Terrosos
Família 13
Família 14
Família 15
Família 16- Calcogênios
Família 17- Halogênios
Família 18- Gases Nobres
ns 1
ns 2
(n-2)f x
ns 2 np 1
np 2ns 2
ns 2
ns 2
ns 2
ns 2
np 3
np 4
np 5
np 6
Elementos de Transição interna
Exceção: He- 1s 2
Lantanídeos4f
x
*Sexto período
Actinídeos 5f
x
*Sétimo período
Elementos de Transição Externa (n-1)d x
Família 3 
Família 4
Família 5
Família 6
Família 7
Família 8
              -Família 8
             -Família 9
               -Família 10
Família 11
Família 12
(n-1)d 2
(n-1)d 3
(n-1)d 4
(n-1)d 5
(n-1)d 6
(n-1)d 7
(n-1)d 8
(n-1)d 9
(n-1)d10
(n-1)d 1
TabelaPeriódica
PeriódicasPropriedades
Raio Atômico
Distância entre os centros dos
núcleos de dois átomos do
mesmo elemento.
r = d/2
ATENÇÃO- ÂNIONS E CÁTIONS
R (átomo neutro) >  R (cátion)
R (átomo neutro) < R(ânion)   
ATENÇÃO- ESPÉCIES ISOELETRÔNICAS
Quanto maior a carga nuclear menor o
raio atômico.
Energia de ionização
Energia mínima necessária para que um
elétron saia da última camada de um átomo
gasoso nas condições ambientais.
Quanto mais próximo do núcleo maior é a
energia necessária para retirar um elétron.
Eletroafinidade
Energia associada a entrada de um elétron na última
camada de um átomo no estado gasoso
ATENÇÃO- GASES NOBRES EXCLUÍDOS
Eletronegatividade
ATENÇÃO- GASES NOBRES EXCLUÍDOS
Tendência de um átomo de atrair elétrons
em uma ligação química
Eletropositividade
(Caráter Metálico)
ATENÇÃO- GASES NOBRES EXCLUÍDOS
Tendência de um átomo de perder elétrons
em uma ligação química
F, O, N, CL, BR, I, S, C, P, H
FILA DECRESCENTE DE ELETRONEGATIVIDADE, FILA CRESCENTE DE
ELETROPOSITIVIDADE
TabelaPeriódica
PeriódicasPropriedades
Reatividade
Tendência dos AMETAIS de perder
elétrons ou dos METAIS de
receber elétrons.
Densidade
Razão entre a massa e o
volume de um elemento
Temperatura de Fusão e Ebulição
Volume Atômico
Razão entre a massa de 1 mol do
elemento e a densidade deste.
Ligações QuímicAS
Regra do Octeto
Os Gases Nobres
OS GASES NOBRES ESTABILIZAM-SE COM OITO (OU DOIS, NO CASO
DO HÉLIO) ELÉTRONS EM SUA CAMADA DE VALÊNCIA.
A REGRA DO OCTETO AFIRMA QUE UM ÁTOMO SE ESTABILIZA
COM OITO (OU DOIS) ELÉTRONS EM SUA CAMADA.
ligação iônica
ACONTECE ENTRE ÁTOMOS COM DIFERENTES TENDÊNCIAS,
COMO OS AMETAIS- QUE TENDE A GANHAR ELÉTRONS PARA
SE ESTABILIZAR- E OS METAIS E O HIDROGÊNIO- QUE
TENDEM A DOAR ELÉTRONS PARA SE ESTABILIZAR.
Compostos Iônicos
DENOMINAÇÃO DADA AOS COMPOSTOS FORMADOS POR  LIGAÇÕES ENTRE  ÍONS (ÂNIONS E CÁTIONS),
O QUE OCORRE DEVIDO A ATRAÇÃO ELETROSTÁTICA ENTRE ELES.
* APRESENTAM PONTOS DE FUSÃO E EBULIÇÃO ELEVADOS- EXPLICADO
PELA FORTE LIGAÇÃO QUE FORMA O RETÍCULO CRISTALINO,
NECESSITANDO DE ELEVADAS TEMPERATURAS PARA QUEBRÁ-LA.
*SÃO CONDUTORES DE ELETRICIDADE QUANDO DISSOLVIDOS EM ÁGUA
OU EM ESTADO LÍQUIDO, POIS APRESENTAM CARGAS LIVRES.
*COMPOSTOS IÔNICOS SÓLIDOS À TEMPERATURA AMBIENTE
APRESENTAM TEMPERATURA A 25° C E PRESSÃO DE 1 ATM, E O MELHOR
SOLVENTE PARA ESSES COMPOSTOS É A ÁGUA.
*SÓLIDOS NAS CNTP.
*COR: METAL REPRESENTATIVO- BRANCO/ METAL DE TRANSIÇÃO-
COLORIDOS.
Ligações QuímicAS
ligação COVALENTE
LIGAÇÃO EM QUE HÁ O COMPARTILHAMENTO DE UM OU MAIS
PARES ELETRÔNICOS, DE ACORDO COM A TENDÊNCIA DOS
ÁTOMOS DE SE ESTABILIZAR COM OITO (OU DOIS) ELÉTRONS
NA CAMADA DE VALÊNCIA *VER REGRA DO OCTETO*
ACONTECEM ENTRE: AMETAL-AMETAL
METAIS DE TRANSIÇÃO (NOX>4)- OXIGÊNIO
LIGAÇÃO COVALENTE SIMPLES
CADA ÁTOMO DOA APENAS 1 ELÉTRON PARA A FORMAÇÃO DO(S) PAR(ES).
*SATURADA- FORMAÇÃO DE APENAS 1 PAR ELETRÔNICO
*INSATURADA ETÊNICA (DUPLA) - FORMAÇÃO DE 2 PARES ELETRÔNICOS.
*INSATURADA ETÍNICA (TRIPLA)- FORMAÇÃO DE 3 PARES ELETRÔNICOS
REPRESENTAÇÃO DA LIGAÇÃO
COVALENTE
A FÓRMULA DE LEWIS, TAMBÉM CHAMADA DE FÓRMULA ELETRÔNICA,
MOSTRA OS ELÉTRONS DA CAMADA DE VALÊNCIA QUE PARTICIPAM DA
LIGAÇÃO COVALENTE (ELÉTRONS LIGANTES) E OS QUE NÃO PARTICIPAM E
PERMANECEM DESEMPARELHADOS (ELÉTRONS NÃO LIGANTES).
Ligações QuímicAS
ligação COVALENTE
LIGAÇÃO COVALENTE SIGMA E PI
Ligação  Covalente  Sigma:
-São mais fortes;
-São as últimas ligações a se quebrarem em uma reação química;
-Permitem rotação ao redor do eixo de sobreposição;
Ligação Covalente Pi:
-São mais fracas que a ligações sigma;
-São as primeiras ligações a se quebrarem em uma reação química;
-Não permitem rotação do átomo, já que são paralelas;
LIGAÇÃO COVALENTE POLAR E APOLAR
DEFINE-SE A POLARIDADE DA LIGAÇÃO COVALENTE COMPARANDO AS
ELETRONEGATIVIDADES DOS AMETAIS ENVOLVIDOS NA LIGAÇÃO. SEMPRE QUE HOUVER
DIFERENÇA DE ELETRONEGATIVIDADES ENTRE OS AMETAIS PARTICIPANTES DA LIGAÇÃO,
HAVERÁ UMA POLARIZAÇÃO DA LIGAÇÃO.
*LÍQUIDOS, GASOSOS OU SÓLIDOS
*PONTO DE FUSÃO E EBULIÇÃO BAIXOS
*NÃO CONDUZEM ELETRICIDADE (EXCEÇÃO: ÁCIDOS E AMÔNIA, EM
SOLUÇÃO AQUOSA (SOFREM IONIZAÇÃO)).
*AS SUBSTÂNCIAS POLARES SÃO MISCÍVEIS/SOLÚVEIS EM SOLVENTES
POLARES; JÁ AS APOLARES, EM SOLVENTES APOLARES.
Compostos Moleculares
Ligações QuímicAS
ligação METÁLICA
FORMADA ENTRE METAIS-METAIS. COMO OS METAIS TENDEM A PERDER ELÉTRONS, OS
ELÉTRONS CEDIDOS GERAM UMA NUVEM ELETRÔNICA, CERCANDO OS CÁTIONS
METÁLICOS, O QUE FICOU CONHECIDO COMO "MAR DE ELÉTRONS".
*ALTAS CONDUTIVIDADES TÉRMICA E ELÉTRICA
*POSSUEM MALEABILIDADE
*POSSUEM DUCTIBILIDADE
*BRILHO METÁLICO
*RESISTÊNCIA À TRAÇÃO
*TEMPERATURA DE FUSÃO E EBULIÇÃO ELEVADAS
Os metais
Teoria das Bandas
Condutor:
-Condutividade elétrica aumenta com a redução da temperatura.
Semicondutor:
-Condutividade elétrica aumenta com o aumento da temperatura.
Supercondutor:
-Corrente elétrica máxima e resistência nula
Isolante:
-Não conduz corrente elétrica
INTERAÇÕES INTERMOLECULARES
Dipolo instantâneo
Dipolo Induzido ou Forças de Dispersão de London
OCORRE EM TODAS AS MOLÉCULAS, MAS É A ÚNICA EM
MOLÉCULAS APOLARES E GASES NOBRES.
*INTENSIDADE FRACA
Dipolo permanente
Dipolo-Dipolo
OCORRE EM MOLÉCULAS POLARES, A PARTIR DA ATRAÇÃO
ENTRE O POLO POSITIVO DE UMA E O POLO NEGATIVO DA
OUTRA.
*INTENSIDADE MÉDIA
Ligação (ponte) de hidrogênio
OCORRE EM MOLÉCULAS POLARES (ATRAÇÃO ENTRE OS
POLOS POSITIVO E NEGATIVO DAS MOLÉCULAS
PARTICIPANTES), PORÉM COM LIGAÇÕES: O-H, F-H, N-H
*INTENSIDADE FORTE