Quimica Geral Apostila Completa UNEC

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UNIASSELVI

Matheus Martinelli

13/12/2020

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FUNDAÇÃO EDUCACIONAL DE CARATINGA – FUNEC
CENTRO UNIVERSITÁRIO DE CARATINGA – UNEC
NÚCLEO DE ENSINO A DISTÂNCIA - NEAD

QUÍMICA GERAL
Marialice T. Trigo Miranda

CENTRO UNIVERSITÁRIO DE CARATINGA GRADUAÇÃO
UNEC / EAD DISCIPLINA: QUÍMICA GERAL

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UNIDADE I

O que é Química?

A química estuda a natureza, as propriedades, a composição e as transfor-
mações da matéria. O campo de interesse e aplicação da química é tão amplo que
envolve quase todas as outras ciências; por isso, muitas disciplinas estão interliga-
das com a química, tais como a geoquímica, a astroquímica e a físico-química.

Por que estudar Química?

Há muitas razões que explicam o porquê do estudo da química. Conforme
Russel (2013) do ponto de vista prático, a química ajuda a adquirir um útil discerni-
mento dos problemas da sociedade, com aspectos científicos e técnicos. Por exem-
plo, o que pode ser feito com relação: às influências da chuva ácida no meio ambi-
ente; aos efeitos provocados pelo uso de alguns herbicidas e pesticidas; à destrui-
ção da camada de ozônio, na parte superior da atmosfera; e à possível elevação no
nível dos oceanos provocada pelo aumento da concentração de dióxido de carbono
e outros gases na atmosfera (o chamado efeito "estufa"). É prudente o uso dos raios
gama na esterilização de alimentos para o consumo humano? É aconselhável o uso
da sacarina como um adoçante artificial? Os processos industriais utilizados na ma-
nufatura de plásticos, papéis, gessos e tintas confirmam uma ameaça ao meio am-
biente? Quais os riscos, se os produtos químicos estão presentes rios materiais de
uso doméstico e de consumo, como em detergentes, limpadores de forno, condicio-
nadores de ar, açúcar refinado, café sem cafeína, alvejantes de roupas, ervas dani-
nhas, conservantes de madeira e aspirina? Encontrar respostas para tais perguntas
é uma forma de amenizar o "peso" ocasionado pelo conhecimento químico.
A química atua como um instrumento prático para o conhecimento e a resolu-
ção de problemas em muitas áreas de atuação da vida humana. É usada rotineira e
extensivamente em engenharia, agricultura, silvicultura, oceanografia, física, biolo-

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gia, medicina, tecnologia de recursos ambientais, nutrição, odontologia, metalurgia,
eletrônica, ciência espacial, tecnologia fotográfica e em inúmeros outros campos.
Algumas pessoas estudam química simplesmente para satisfazer suas curio-
sidades naturais a respeito da realidade física. Elas estudam química por gosto pró-
prio, devido ao que se revela sobre a natureza do universo e do nosso pequeno
mundo, a Terra. Estudar o comportamento químico da matéria pode ser um interes-
sante passatempo que, algumas vezes, conduz a uma vocação recompensadora.

1 A Matéria

Matéria é "essência" - esta não é uma definição muito sofisticada, mas um
meio para introduzir a ideia de que a matéria tem existência física real. É dito com
frequência que matéria é tudo que tem massa e ocupa espaço. O conceito de algo
ocupando espaço não causa dificuldade, mas o que é massa? (RUSSELL, p.8,
2013).

Massa, Inércia e Peso

A massa de um objeto é uma medida numérica direta da quantidade de maté-
ria do objeto. Um balde cheio de chumbo tem uma massa maior do que o mesmo
balde cheio de água; isso significa que o balde com chumbo tem mais matéria do
que o balde com água. A massa de um objeto pode ser determinada pela medida de
sua inércia. Inércia é a resistência de um objeto a um esforço realizado para modifi-
car o seu estado de movimento. Um objeto em repouso tende a permanecer em re-
pouso, e um objeto em movimento tende a permanecer em movimento na mesma
velocidade e na mesma direção. (Esta é a primeira lei do movimento de Newton).
Considere uma ilustração: ao chutar um balde cheio de água, provavelmente você o
empurraria, mas no caso de um balde com chumbo o efeito provocado seria peque-
no, exceto pelo fato de que a ponta do seu pé ficaria certamente dolorida. Isto por-
que um balde com chumbo tem uma maior massa (contém mais matéria) e tem uma
maior inércia (resistência ao movimento) do que o mesmo balde com água. Outro
exemplo: a velocidade e a trajetória de uma bola de golfe arremessada para uma
janela de vidro não sofreria modificação, estilhaçaria o vidro. Mas uma bola de pin-

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gue-pongue arremessada a uma mesma velocidade sofre uma grande mudança na
direção, ricocheteando no vidro. Uma bola de golfe tem mais inércia do que uma bo-
la de pingue-pongue, porque tem mais matéria ("essência"). A massa de uma bola
de golfe é maior do que a da bola de pingue-pongue (RUSSELL, p.8, 2013).
Outra propriedade que é determinada pela massa de um objeto é o seu peso. No
planeta Terra, o peso de um objeto é a força gravitacional que atrai o objeto para a
Terra, e esta depende da massa do objeto e de dois outros fatores:
- a massa da Terra
- a distância entre o objeto e o centro da Terra (centro de massa).
O peso de um dado objeto é maior no Pólo Norte ou no Pólo Sul do que na linha do
Equador. A Terra é um pouco achatada, e por este motivo os pólos estão mais pró-
ximos do centro da Terra do que qualquer ponto da linha do Equador. Finalmente, o
peso de um objeto é maior ao nível do mar do que no topo do Monte Everest.
Diferentemente do peso, a massa de um objeto não se altera de um local para, ou-
tro, pois a quantidade de matéria permanece constante (RUSSELL, p.8-9, 2013).

1.1 Substâncias Puras e Misturas

Uma substância pura é exatamente o que o termo indica: uma única subs-
tância com composição, característica definida e com um conjunto definido de pro-
priedades. Exemplos de substâncias puras são: a água, o sal, o ferro, o açúcar co-
mestível e o oxigênio.
A mistura consiste em duas ou mais substâncias fisicamente, misturadas.
Algumas vezes, a mistura pode ser identificada por simples observação visual. O
granito, por exemplo, é uma rocha constituída por uma mistura de grânulos de quar-
tzo branco, mica preta e feldspato rosa e, algumas vezes, de outros minérios. Os
componentes individuais do granito podem, em geral, ser vistos a "olho nu". Outras
misturas requerem o uso de lupas ou microscópios para a individualização de seus
componentes. Algumas misturas são ainda mais difíceis de serem caracterizadas: a
água salgada, por exemplo, é uma mistura de sal em água, mas aparenta ser água
pura.
É importante destacar que a mistura pode ser preparada com várias composi-
ções. A composição de sal em água, citada como exemplo, depende da quantidade

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relativa de sal e de água usada na sua preparação. As propriedades (ponto de con-
gelamento, ponto de ebulição etc.) de tal mistura serão diferentes daquelas dos
componentes e dependem da composição da mistura. Por exemplo, se modificar-
mos a composição de uma mistura de sal em água pela adição de mais sal, o ponto
de congelamento da mistura diminuirá. Outros exemplos de misturas são: o leite, a
madeira, o concreto, o óleo de motor, o batom, o ar e um elefante (RUSSELL, p.9,
2013).

1.2 Elementos e compostos

Há duas espécies de substâncias puras: os elementos e os compostos. Um
elemento é uma substância simples, fundamental e elementar. São elementos: o
sódio, o cloro, o hidrogênio, o oxigênio, o ferro, o carbono e o urânio. Um elemento
não pode ser separado ou decomposto em substâncias mais simples. (A palavra
"elemento" significa "o mais elementar", ou "o mais simples"). Atualmente são co-
nhecidos 118 elementos, dos quais 92 ocorrem naturalmente na Terra. (Os demais
têm sido sintetizados em aceleradores de partículas de alta energia.).
Os elementos podem ser representados por uma abreviação designada por
símbolo químico. Esta consiste em uma, duas, ou ocasionalmente três letras retira-
das do nome do elemento, geralmente em português, porém às vezes de outras lín-
guas, quase sempre latim. A primeira letra de um símbolo químico é sempre maiús-
cula e as letras subsequentes são sempre minúsculas.

Alguns símbolos e os elementos que eles representam são exemplificados
abaixo:

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Compostos são constituídos ("compostos") de dois ou mais elementos com-
binados em uma relação definida e, assim, são substâncias mais complexas do que
os elementos. Diferentemente das soluções, os compostos têm composição defini-
da.
Exemplos de compostos: o sal de cozinha (cujo nome químico é cloreto de sódio) é
composto pelos: elementos sódio e cloro; a água, composta por hidrogênio e oxigê-
nio; e o dióxido de carbono, composto por carbono e oxigênio.
Assim como os elementos são representados por símbolos, os compostos são re-
presentados por fórmulas químicas.
A fórmula de um composto é a combinação dos símbolos de seus elementos. Então,
NaCl, H2O e CO2 representam o cloreto de sódio, a água e o dióxido de carbono,
respectivamente (RUSSELL, p.10-11, 2013).

1.3 Fases
A fase é definida como sendo uma região distinta, na qual todas as proprie-
dades são as mesmas. Em uma amostra de água pura há uma só fase, porque em
qualquer porção da amostra todas as propriedades são idênticas. Um sistema (por-
ção do Universo que está sob observação) constituído de água líquida e um ou mais
cubos de gelo tem duas fases: a fase gelo e a fase líquida. (Não importa o número
de cubos de gelo; doze cubos, por exemplo, constituem uma só fase: gelo.) Quando
o óleo é adicionado à água líquida, o óleo flutua na superfície da água e o sistema
resultante tem duas fases: óleo e água. Entretanto, a água e o álcool são miscíveis e
a sua mistura é monofásica: uma mistura uniforme e líquida de água e álcool.
As fases podem ser: sólida, líquida ou gasosa. Quase todas as combinações
destas fases são possíveis, exceto quando da presença de uma única fase gasosa.
Os gases misturam-se completamente, constituindo, então, uma única fase (RUS-
SELL, p.11-12, 2013).

1.4 Misturas homogêneas e heterogêneas
As misturas são classificadas em homogêneas e heterogêneas. A mistura
homogênea apresenta uma única fase. São exemplos de misturas homogêneas: a
água salgada, a gasolina, o ar, o vinagre e os vidros de janelas. A mistura homogê-

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nea é, usualmente, chamada de solução. Uma solução pode ser sólida, líquida ou
gasosa. Os componentes (elementos ou compostos) das soluções podem estar pre-
sentes em qualquer número.
As misturas não apresentam uma composição única. Por exemplo, uma solu-
ção de água e álcool pode ter uma composição variável de 9,9 % de água até 9,9 %
de álcool.
Nem sempre as soluções podem ser preparadas com qualquer composição:
às vezes, a variação de suas composições é limitada. Em outras palavras, as solu-
ções não têm composições fixas, como as dos compostos. Os componentes de uma
solução podem ser separados por processos físicos, isto é, sem o uso de reações
químicas.
A distinção entre uma solução e uma substância pura, no laboratório, é feita
pela medida da temperatura nas respectivas mudanças de estado. Uma substância
pura, tal como a água, ferve a temperatura constante. Por outro lado, o ponto de
ebulição de uma solução líquida, por exemplo, água salgada, aumenta gradualmen-
te. Isto ocorre porque o ponto de ebulição da solução depende da sua composição,
e quanto maior for a concentração de substância dissolvida (sal, no exemplo citado),
maior será o ponto de ebulição. Quando a: solução é fervida, a água se evapora e a
concentração do sal na solução remanescente aumenta consequentemente (RUS-
SELL, p.12, 2013).

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Figura: Classificação da matéria
1.6 Estados Físicos da Matéria

Na natureza, a matéria pode apresentar-se em três estados físicos: sólido, líquido e
gasoso.

As unidades estruturais que compõem uma substância são as mesmas, inde-
pendente do seu estado físico (também denominado fase de agregação).
Em termos de estrutura interna, as principais diferenças entre os estados físi-
cos devem-se às diferenças de energias potenciais e cinéticas dessas unidades.
A energia potencial está relacionada às ligações químicas que se estabele-
cem entre as unidades estruturais que compõem a substância, de forma que, quanto
mais intensas forem as ligações, menor será a energia potencial.
Já a energia cinética está relacionada ao movimento das partículas que com-
põem a substância. Esses movimentos podem ser de três tipos: vibracional, rotacio-
nal e translacional.
Os movimentos vibracionais são aqueles que relacionam os movimentos dos
átomos em torno das ligações interatômicas.
A figura a seguir representa moléculas de água em dois tipos de movimentos vibra-
cionais: o primeiro consiste no alongamento e na compressão da ligação entre oxi-
gênio (representado pela esfera maior) e hidrogênio (representado pelas esferas
menores). Já o segundo consiste na variação do ângulo de ligação entre oxigênio e
hidrogênio.

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As moléculas de agua apresentam movimentos vibracionais conforme o esquema.

Os movimentos rotacionais consideram os deslocamentos em torno dos pró-
prios eixos da molécula, conforme mostrado na figura a seguir:

Esquema representativo
dos movimentos rotacionais em uma molécula.

Os movimentos translacionais consideram os deslocamentos das moléculas
no espaço.
ESTADO SÓLIDO – átomos muito próximos ligados por forças elétricas relativamen-
te grandes. Constante movimentação de vibração (agitação térmica) em torno de
uma posição média de equilíbrio. Forma e volume definido.
ESTADO LÍQUIDO – átomos mais afastados, força de ligação entre eles são mais
fracas. Movimentação de vibração dos átomos se faz mais livremente, volume é
definido e a forma é a do recipiente.
ESTADO GASOSO – separação entre os átomos, grande força de ligação nula en-
tre estas partículas. Elas se movimentam livremente em todas as direções, não
apresenta forma definida, volume total do recipiente onde estão contidos.

1.7 Mudanças de estado físico

Os três estados físicos podem ser convertidos uns nos outros, simplesmente
aquecendo-os ou resfriando-os ou, ainda, alterando a pressão do sistema.

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As mudanças de estado físico fusão, vaporização e sublimação (G → S) ocorrem
com ruptura de interações atrativas entre as partículas. Já as mudanças de estado
físico solidificação, liquefação ou condensação e sublimação (S → G) ocorrem com
a formação de interações atrativas entre as partículas.

OBSERVAÇÕES

1. Liquefação é o processo de transformação do gás para o líquido, já a condensa-
ção é o processo de transformação do vapor para o líquido.

2. O iodo é um sólido de cor marrom avioletado que, ao ser aquecido, passa direta-
mente do estado sólido para o estado gasoso (sublimação). Porém, se recolhermos
esse gás em uma superfície fria, o iodo retornará ao estado sólido, o que também
caracteriza a sublimação (G → S).
3. Alguns autores denominam a sublimação (G → S) de sublimação inversa ou sim-
plesmente sublimação.

4. A vaporização pode ser dividida em:
• Evaporação: É um processo natural, lento e espontâneo à temperatura ambiente.
Nesse processo, a temperatura do líquido é inferior à sua temperatura de ebulição.
Exemplo: Uma roupa no varal seca, pois a água nela contida evapora.
• Ebulição: Processo rápido e, normalmente, não espontâneo para as substâncias
na fase líquida à temperatura e pressão ambientes. Ocorre em toda massa líquida,
com a formação e o desprendimento de bolhas.
Exemplo: Água líquida necessita de aquecimento para passar ao estado de vapor
(ferver).
• Calefação: É o processo de ebulição realizado sob aquecimento excessivo. Nesse
processo, a temperatura do líquido é superior à temperatura de ebulição.
Exemplo: Uma gota-d’água sendo jogada em uma panela muito quente.

1.8 Curvas de aquecimento

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s = fase sólida
l = fase líquida
v = fase vapor

Uma curva de aquecimento é um gráfico de temperatura versus tempo. Pela
sua análise, podemos diferenciar as substâncias puras das misturas. Ao aquecer-
mos, ao nível do mar, um cubo de gelo, verificamos que, a 0 °C, ele começa a derre-
ter e, enquanto existir um pedaço de gelo, por mínimo que seja, a temperatura per-
manece constante. Se continuarmos a aquecer até 100 °C, a água líquida começa a
se transformar em vapor e, também nesse ponto, a temperatura permanecerá cons-
tante enquanto existir uma gota do líquido. Dessa forma, dizemos que uma substân-
cia pura possui T.F. e T.E. constantes, o que não acontece se aquecermos uma mis-
tura.
Curva de aquecimento de uma substância pura

Curva de aquecimento de uma mistura

O intervalo de fusão dessa mistura variou da temperatura t1 até a temperatura
t2, e o intervalo de ebulição da temperatura t3, até a temperatura t4.

Mistura azeotrópica
É uma mistura especial que possui Temperatura de ebulição constante e
temperatura de fusão variável. Exemplo: 96% álcool e 4% de água.
Curva de aquecimento de uma mistura azeotrópica

t1 = temperatura no início da fusão
t2 = temperatura no fim da fusão
t3 = temperatura no início da ebulição
t4 = temperatura no fim da ebulição
B = início da fusão
C = término da fusão
D = E = temperatura de ebulição

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Verificamos que a temperatura de ebulição da mistura permaneceu constante
enquanto houve uma variação em sua temperatura de fusão.

Mistura eutética
É uma mistura especial que possui T.F. constante e T.E. variável.
Exemplo: Liga metálica de Pb / Sb, 88% chumbo e 12% antimônio.
Curva de aquecimento de uma mistura eutética

Verificamos que a temperatura de fusão da mistura permaneceu constante
enquanto houve uma variação em sua temperatura de ebulição.
Uma mistura não poderá ser azeotrópica e eutética ao mesmo tempo.

1.6 As transformações da matéria

As transformações da matéria são classificadas em físicas e químicas.

As transformações físicas

As transformações físicas não alteram a identidade das substâncias. As mu-
danças de estado são exemplos deste tipo de transformações. O ferro fundido, por
exemplo, ainda é ferro. A água gelada, o gelo, é água, mas no estado sólido. Um
pedaço de fio de cobre pode ser dobrado e não se transforma em outra substância,
podendo até ser finamente dividido em grânulos de pó. Estes são exemplos de
transformações físicas. (RUSSELL, p.15, 2013).

B = C = temperatura de fusão
D = início da ebulição
E = término da ebulição

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As transformações Químicas

As transformações químicas são mais significativas ou fundamentais do que as
transformações físicas. Nestas transformações, substâncias são destruídas e outras,
novas, são formadas. A exposição de um prego de ferro ao ar livre e à chuva causa
uma transformação química, porque o ferro é combinado quimicamente ao oxigênio
e à água da atmosfera. Se esta exposição for longa, este desaparece e em seu lugar
é encontrada uma nova substância, a ferrugem. As transformações químicas são
denominadas reações químicas. As substâncias que desaparecem durante estas
transformações são chamadas reagentes, e aquelas formadas são chamadas 'de
produtos. Outros exemplos de transformações químicas são: a queima da madeira,
a acidez do leite, a explosão de dinamite, o cozimento do pão e o processo a que
chamamos vida. (RUSSELL, p.15-16, 2013).

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REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS:
1. RUSSEL, John B. Química Geral. 2a ed. Vol. I. São Paulo, Makron Books, 1994.
2. BRAATHEN, Per Chistian. Química Geral. 1ª ed. Vol. único. Viçosa, 1999.

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UNIDADE II
2 - Estrutura atômica da matéria

2.1 Modelos
Em ciência, um modelo é uma representação criada pelo homem, que procura
retratar um fato ou um fenômeno.
Os modelos não são fixos. Com o passar do tempo, a ciência descobre novos
fatos que irão completá-los, aperfeiçoá-los ou derrubá-los e, assim, criam-se novos
modelos que expliquem com maior clareza tais fatos.

2.2 Modelos atômicos primitivos

O filósofo grego Demócrito (460-370 a.C.) acreditava que, se um pedaço de me-
tal fosse dividido em partes cada vez menores, acabaria chegando, no fim, a uma
partícula microscópica que não poderia ser mais dividida, mas que ainda apresenta-
ria as propriedades do metal. Essa partícula seria o “átomo”, que em grego significa
“indivisível”.
Demócrito utilizou sua teoria atômica para explicar as propriedades físicas das
substâncias. Para a maioria dos filósofos da época, a ideia de átomos era comple-
tamente absurda. Como poderia existir algo indivisível se, macroscopicamente, os
materiais parecem contínuos?
Para alguns filósofos, entretanto, a ideia de átomos fazia sentido. Um deles foi
Epicuro (341-271 a.C.), que fundou uma escola em Atenas. Esse filósofo era um
mestre de grande renome e tinha muitos discípulos. A teoria atômica de Demócrito
era parte de sua doutrina filosófica.
Platão (428-348 a.C.) e Aristóteles (384-322 a.C.) foram contra essa hipótese
atômica e suas ideias prevaleceram durante séculos. Galileu Galilei (1564-1642) ex-
plicou o aparecimento de uma nova substância após uma reação química como
sendo decorrente do rearranjo de partes muito pequenas para serem vistas.
Robert Boyle (1627-1691) orientou seu trabalho sobre gases e outros aspectos
da Química naquilo que chamou de sua “filosofia corpuscular”. Boyle estudou o ar e

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se perguntou por que era possível comprimi-lo, fazendo com que ocupasse menos
espaço. Ele justificou esse comportamento afirmando que o ar era composto de par-
tículas minúsculas que deixavam grandes quantidades de espaços vazios entre elas.
Comprimir o gás faria com que as unidades estruturais se aproximassem, diminuin-
do, assim, tais espaços. Por volta do século XVIII, a maior parte das correntes ilumi-
nistas rejeitava ou simplesmente ignorava a teoria atômica de Demócrito.

2.3 Teorias atômicas

A teoria atômica passou por inúmeras transformações e aperfeiçoamentos, prin-
cipalmente no final do século XIX até meados do século XX.

2.3.1 Modelo atômico de Dalton

Modelo da “bola de bilhar”
Modelo de esferas rígidas

Baseado nas leis de conservação de massa e da composição definida.

Postulados de Dalton

1. Toda a matéria é composta por átomos.
2. Os átomos são indestrutíveis e indivisíveis.
3. Átomos de um mesmo elemento químico são idênticos entre si, tendo o mes-
mo tamanho e a mesma massa.
4. Átomos de elementos diferentes têm diferentes propriedades.
5. As reações químicas consistem em uma combinação, separação ou rearranjo
de átomos.
6. Compostos químicos são formados de átomos de dois ou mais elementos em
uma razão fixa.

Sua teoria explicou a conservação da massa durante uma reação química e
representou uma grande revolução no desenvolvimento da química.

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Mas ele não forneceu nenhuma informação sobre a composição dos átomos.

2.3.2 Modelo atômico de Thomson
O átomo de Thomson:

Comprovação do modelo através dos experimentos utilizando um tubo de crookes.

Fonte: http://www.guia.heu.nom.br/william_crookes.htm

2.3.3 Modelo atômico de Rutherford

Rutherford realizou experimentos utilizando um fluxo de partículas alfa (α)
emitida de uma fonte radioativa de polônio (Po) sobre várias folhas de diversos ma-
teriais, entre eles uma fina folha de ouro (Au).

Figura : Experiência de Rutherford

Fonte: http://quimicaifaniana.blogspot.com.br/2012/06/modelo-atomico-de-ernest-rutherford.html

Esfera carregada positivamente, onde os elétrons de carga nega-
tiva estão incrustados (pudim de passas).

Tubo de Crookes

http://www.guia.heu.nom.br/william_crookes.htm
http://quimicaifaniana.blogspot.com.br/2012/06/modelo-atomico-de-ernest-rutherford.html
http://www.google.com.br/imgres?q=modelo+atomico+Thomson&hl=pt-BR&biw=1280&bih=599&tbm=isch&tbnid=Jy78Qwi1OIHqWM:&imgrefurl=http://zeus.qui.ufmg.br/~qgeral/?p=406&docid=4gM5xVmjpEQnIM&imgurl=http://zeus.qui.ufmg.br/~qgeral/wp-content/uploads/2012/08/Thomson-%C3%A1tomo-el%C3%A9trons-e-massa-positiva-pudim.jpg&w=259&h=259&ei=JGovUaKrFKjC0AGej4CwDQ&zoom=1&iact=hc&vpx=2&vpy=275&dur=546&hovh=207&hovw=207&tx=93&ty=134&sig=116755181086769624487&page=2&tbnh=137&tbnw=137&start=23&ndsp=28&ved=1t:429,r:44,s:0,i:254

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Observações de Rutherford

1. A grande maioria das partículas (α) passam pela fina folha de ouro sem sofrer
nenhum desvios.
2. Outras partículas sofrem enormes desvios.
Figura 3: Modelo atômico de Rutherford e colaboradores (Geiger e Marsden)

Fonte: http://modelosatmicos.blogspot.com.br/2011/03/principais-modelos-atomicos.html

Conclusões finais de Rutherford

1. O átomo é dividido em duas regiões, a eletrosfera e o núcleo.
2. Na eletrosfera encontram-se os elétrons.
3. No núcleo, que é carregado positivamente, concentra-se toda a massa.

“Em 1914, Rutherford descobriu o próton que tem uma massa muito maior que
o do elétron e tem carga igual em grandeza à de um elétron, mas de sinal opos-
to, carga positiva”.

Rutherford sugeriu:
- A existência dos prótons.
- Os prótons contém toda a carga positiva do átomo.
- Mas eles sozinhos não podem compor a massa do átomo.

O problema da massa foi resolvido por Chadwick através da descoberta
dos nêutrons. Os nêutrons não possuem carga, mas sua massa é igual a do
próton.

Um átomo pode ser identificado pelos números atômico (Z) e de massa (A).
http://modelosatmicos.blogspot.com.br/2011/03/principais-modelos-atomicos.html

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Número atômico (Z) é o número de prótons existente no núcleo.

Número de massa (A) é a soma total do número de prótons mais nêutrons.

Número de nêutrons: n = A – Z

• Isótopos são átomos de diferentes números de massa (A), mas o mesmo número
de prótons.
• Isóbaros são átomos que tem o mesmo número de massa (A) e diferente número
de prótons.
• Isótonos são átomos que possuem o mesmo número de nêutrons.

Um átomo é neutro quando o número de prótons é o mesmo dos elétrons.

2.3.4 Modelo atômico de Bohr

Proposição para o comportamento dos elétrons:
1. Os elétrons absorvem energia de uma fonte.
2. Liberam esta energia absorvida na forma de luz.

Figura: Modelo atômico de Bohr

Fonte: http://www.geocities.ws/saladefisica9/biografias/bohr.html

Os elétrons de um átomo podem ter somente certas quantidades de energia
(quantização). A radiação emitida é limitada a um comprimento de onda.

http://www.geocities.ws/saladefisica9/biografias/bohr.html

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Postulados de Bohr
1. Para os elétrons são permitidos somente algumas energias fixas.
2. Quando o elétron apresenta alguma dessas energias, ele não irradia energia em
seu movimento (estado estacionário de energia).
3. A cada estado estacionário é permitido uma órbita com um determinado raio.
4. Os estados estacionários correspondem aos níveis de energia do átomo.
5. Quando um elétron salta de um nível de energia para o outro de maior energia,
ele deverá absorver uma energia igual a diferença entre estes dois níveis. Ao reto-
mar o seu estado fundamental ele emite um fóton de energia sob forma de uma on-
da eletromagnética.

Falhas no modelo de Bohr
1. Suposição de um modelo planetário modificado.
2. A teoria concorda com observações experimentais no caso somente do átomo de
hidrogênio.
2.3.5 Modelo da Mecânica Quântica
É o mais moderno e complexo, ele baseia-se na forma matemática da estrutu-
ra atômica.
Figura: Modelo da Mecânica Quântica

Fonte: http://www.mundoeducacao.com/quimica/modelo-atomico-mecanica-quantica.htm

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De acordo com a teoria atômica:

- Toda matéria é feita de átomos e agregados dos mesmos, tais como moléculas e
cristais.
- Os átomos são extremamente pequenos, leves e invisíveis. Entretanto, os átomos
não são todos iguais. Se fossem, toda matéria seria igual, ou no mínimo pouco vari-
ada.
- Conhecemos hoje 112 tipos de átomos diferentes, que diferem em massa e tama-
nho e em sua composição subatômica.
- Os diferentes tipos de átomos são os elementos químicos, que constituem os blo-
cos fundamentais da qual toda a matéria é constituída.
- Átomos não são esferas rígidas como pensava Dalton. São constituídos de partícu-
las subatômicas, ainda menores que os próprios átomos.
- O átomo é constituído de um núcleo, onde se concentra quase toda a massa do
mesmo, e que por sua vez é constituído de dois tipos fundamentais de partículas
subatômicas que são os prótons, de carga elétrica positiva, e os nêutrons sem carga
elétrica.
- Em volta do núcleo, ficam os elétrons, que têm massa muito menor do que os pró-
tons e os nêutrons (aproximadamente 1840 vezes menor) e possuem carga elétrica
negativa, da mesma magnitude que a dos prótons.
- O que distingue um átomo de um elemento de um átomo de outro elemento é o
número de prótons em seu núcleo. Este número fundamental é o NÚMERO ATÔMI-
CO (Z).
- Em átomos neutros o número de prótons é igual ao número de elétrons, mas o
número atômico é sempre definido em termos de prótons, pois os átomos podem
perder ou ganhar elétrons, transformando-se em íons positivos (perdendo elétrons)
ou negativos (ganhando elétrons).
- Elemento é o conjunto de átomos que possuem o mesmo número de prótons em
seus núcleos. Ou seja, elemento é o conjunto de átomos com o mesmo número
atômico Z.

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- O número de prótons nos átomos de cada elemento é sempre o mesmo (pois é
exatamente este número que caracteriza cada elemento). O número de nêutrons
dentro de um átomo, entretanto, pode variar, mesmo para átomos de um mesmo
elemento.
- A soma dos nêutrons com os prótons de um átomo chama-se NÚMERO DE MA-
SAS (A).
Fórmula: A = Z + N

Os elétrons não entram nesta soma, pois suas massas são desprezíveis em relação
às partículas nucleares prótons e nêutrons, e assim contribuem praticamente nada
para a massa dos átomos.
- O átomo mais simples de todos é o átomo do elemento hidrogênio. Seu número
atômico é 1. Ou seja, os núcleos de seus átomos possuem apenas um próton. Na
maioria dos átomos de hidrogênio, não existem nêutrons. Assim, quase sempre o
número de massa dos átomos de hidrogênio é igual ao seu número atômico, ou se-
ja, 1. Existem, entretanto átomos de hidrogênio com um nêutron. Tem o nome espe-
cial de deutério, e seu número de massa é 2. Tem também átomos de hidrogênio
com 2 nêutrons em seus núcleos. Tem o nome especial de trítio, e seu número de
massa é 3.

A = massa
Z = número de prótons
N = número de nêutrons

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REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS:
1. RUSSEL, John B. Química Geral. 2a ed. Vol. I. São Paulo, Makron Books, 1994.
2. BRAATHEN, Per Chistian. Química Geral. 1ª ed. Vol. único. Viçosa, 1999.

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UNIDADE III
3 - Classificação periódica dos elementos
A classificação periódica é uma forma de organização dos elementos quími-
cos de modo a evidenciar algumas semelhanças em suas propriedades físicas ou
químicas. Vários estudiosos tentaram criar um sistema de classificação dos elemen-
tos.
3.1 Histórico

Em 1869, Dmitri Ivanovitch Mendeleev, um químico nascido na Sibéria, enquan-
to escrevia um livro de Química Inorgânica, conseguiu criar um sistema de organiza-
ção dos elementos químicos de uma forma muito parecida com a classificação pe-
riódica moderna.
Mendeleev criou uma carta para cada um dos 63 elementos conhecidos. Cada
carta continha o símbolo do elemento, a massa atômica e suas propriedades quími-
cas e físicas. Colocando as cartas em uma mesa,
organizou-as em ordem crescente
de suas massas atômicas, agrupando-as em elementos de propriedades semelhan-
tes. Formou-se, então, a tabela periódica.
Em 1913, o cientista britânico Henry Moseley descobriu que o número de pró-
tons no núcleo dos átomos de um determinado elemento é sempre o mesmo. Quan-
do os elementos foram arranjados de acordo com o aumento do número atômico,
alguns problemas existentes na tabela de Mendeleev deixaram de existir e, por isso,
a tabela periódica moderna está baseada no número atômico dos elementos.

3.2 Classificação periódica atual
- Denomina-se tabela periódica porque as propriedades dos elementos químicos
variam de modo periódico.
- As colunas são numeradas de 1 a 18 são os grupos, ou famílias de elementos, e
as carreiras horizontais, de 1 a 7, são os períodos.

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- Na tabela periódica os elementos são ordenados nos períodos em ordem crescen-
te de seus números atômicos.
- Elementos de uma mesma coluna possuem propriedades químicas e físicas seme-
lhantes em função do modo com que os elétrons estão distribuídos em torno dos
núcleos.
- Os elétrons estão distribuídos em torno dos núcleos em camadas ou níveis de
energia, um fenômeno diretamente relacionado com a estrutura da tabela periódica.
- Cada período da tabela periódica, em número de 7, corresponde a um nível de
energia (BRAATHEN, p.69,2011).
- A distribuição dos elétrons em torno dos núcleos é de fundamental importância na
química, pois está diretamente relacionado com as fórmulas das substâncias e suas
propriedades.
- Camada de Valência é o número de elétrons existentes no último nível de energia
dos átomos de um elemento químico.
- Os elementos que estão numa mesma coluna, ou família, da tabela periódica têm,
pelo menos nas colunas 1 e 2 e 13 a 18, apresentam o mesmo número de elétrons
na camada de valência.

3.3 Distribuição eletrônica dos elementos

Para distribuirmos os elétrons em suas respectivas camadas eletrônicas, deve-se
utilizar o diagrama de Linus Pauling, obtido a partir do modelo atômico atual (modelo
da mecânica quântica):

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As letras s, p, d e f são subníveis, e os números 1, 2, 3, 4, 5, 6, e 7 são os níveis
eletrônicos. Os subníveis de energia são formados a partir de orbitais. Orbital é a
região mais provável de encontrar o elétron.
Figura: Representação dos orbitais.

Cada “caixinha” é um orbital e, em cada orbital, podemos colocar, no máximo,
2 elétrons. Então, o número máximo de elétrons existentes em um subnível s – 1
elétron, no subnível p – 6 elétrons, no subnível d – 10 elétrons e no subnível f – 14
elétrons.
A distribuição eletrônica deve ser feita de modo que os subníveis sejam total-
mente preenchidos para que possamos passar para outro subnível. Essa ordem de
preenchimento é energética, ou seja, o subnível de menor energia é preenchido pri-
meiro. O sentido de preenchimento é mostrado na figura a seguir:

Exemplo de distribuições eletrônicas em ordem energética.

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Distribuições irregulares
As distribuições eletrônicas terminadas em ns2 (n – 1)d4 e ns2 (n – 1)d9 não devem
permanecer assim; um elétron do orbital s deverá ser transferido para esses orbitais,
transformando-os em s1 d5 e s1 d10.
Exemplos:

Distribuição eletrônica de íons
Subnível de valência ⇒ É o subnível mais distante do núcleo.
Exemplo: Zn (Z = 30) ⇒ 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10
O subnível 4s2 é o mais distante do núcleo. Então, o subnível 3d10 é o mais energé-
tico na distribuição do zinco (Zn).
Subnível mais energético ⇒ É o subnível que aparece por último na distribui-
ção energética.
Observação:
Esses átomos são neutros, número de
prótons é igual o número de elétrons.

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Algumas vezes, o subnível de valência coincide com o subnível mais energético.
Isso só ocorre quando a distribuição energética é idêntica à distribuição geométrica.
Exemplo: Ca (Z = 20) ⇒ 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
4s2 é o subnível de valência e também o mais energético.
A distribuição eletrônica de íons, cátions (perdem e–) e ânions (ganham e–),
basta retirar elétrons do subnível de valência, ou a ele acrescentarmos elé-
trons.

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Figura: Tabela Periódica

Em relação às propriedades químicas e físicas dos elementos, exibidas pelas
respectivas substâncias simples, os mesmos são agrupados em três classes,
que são.
 METAIS (é a maioria, representados em cinza claro na figura).
 NÃO METAIS (OU AMETAIS) (representados em cinza escuro na figura).
 GASES NOBRES (assim chamados por que são muito pouco reativos e dificilmen-
te se ligam para formarem moléculas. São representados em cinza mais escuro na
figura).
Até recentemente era comum se falar também em metalóides ou semimetais (Boro-
B, Silício-Si, Germânio- Ge, Arsênio-As, Antimônio- Sb e Telúrio-Te), que teriam
propriedades intermediárias entre metais e ametais. Esta designação está caindo
em desuso e não é mais recomendada pela I.U.P.A.C. (União Internacional de Quí-
mica Pura e Aplicada). (BRAATHEN, p.71, 2011)
- O elemento hidrogênio, representado em branco, não se encaixa em nenhuma das
classes acima.
- Os metais forma substâncias simples, ou elementares, que são, normalmente, sóli-
dos à temperatura ambiente (com exceção do mercúrio), e em sua maioria com altos
pontos de fusão e ebulição. São bons condutores de calor e eletricidade. São ma-

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leáveis (facilmente transformados em lâminas) e dúcteis (facilmente transformados
em fios).
- Os ametais formam substâncias simples, ou elementares, que podem ser sólidas,
líquidas ou gases, à temperatura ambiente. Possuem, de modo geral, então, baixos
pontos de fusão e ebulição. São de modo geral, maus condutores de calor e eletrici-
dade. Uma exceção importante é o carbono, em sua forma alotrópica grafite, que é
excelente
condutor de eletricidade.

3.4 Propriedades periódicas dos elementos químicos
O estudo da posição dos elementos na tabela periódica pode ser usado para
relacionar suas propriedades com suas estruturas atômicas.
Os elementos se organizam de acordo com suas propriedades periódicas: à
medida que o número atômico aumenta, os elementos assumem valores crescentes
ou decrescentes em cada período.
As principais propriedades periódicas são: raio atômico, energia de ionização,
afinidade eletrônica e eletronegatividade.

3.4.1 Raio atômico
A medida de um átomo é feita com base em uma técnica de difração de raios
X. Essa técnica funciona pelo bombardeamento, com raios X, de uma amostra pura
e sólidas contendo átomos de um único elemento químico. Esses raios são desvia-
dos e registrados em uma chapa fotográfica. Com base na imagem registrada, é
possível determinar a posição dos núcleos dos átomos.
A distância entre dois núcleos de um átomo é o diâmetro entre eles. O raio é
calculado dividindo-se o diâmetro por dois.

Fonte: http://quimicacrescersempre.blogspot.com/2011/06/propriedades-periodicas.html

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Utilizam-se dois átomos não ligados, pois a medida do raio de um átomo iso-
lado não pode ser feita com precisão, uma vez que a eletrosfera não tem um
limite determinado.

Variação do raio na tabela periódica

 Nas famílias
Nas famílias, o raio aumenta de cima para baixo. Isto ocorre porque os níveis de
energia ou camadas eletrônicas do átomo no estado fundamental também aumen-
tam. Assim, podemos dizer que o raio atômico cresce de cima para baixo na ta-
bela periódica.

 Nos períodos
Neste caso, ocorre o inverso. À medida que o número atômico aumenta (da es-
querda para a direita) em um mesmo período, o raio atômico diminui. Isto acontece
porque, à medida que aumenta o número de prótons (carga nuclear), aumenta tam-
bém a atração sobre os elétrons. Assim, diminui-se o tamanho dos átomos. Pode-se
confirmar, então, que o raio atômico cresce da direita para a esquerda na Tabela
Periódica.

Raio de íons (cátions e ânions)

Quando um átomo neutro recebe ou perde elétrons, o seu raio sofre modificação.

 Raio do átomo neutro e raio do cátion
Cátion (perda de elétron): a perda de um ou mais elétrons faz com que o número
de prótons no núcleo fique maior do que o número de elétrons. Assim, o núcleo
exerce uma maior atração nos níveis, diminuindo o tamanho do átomo.

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Figura: comparação entre um átomo de magnésio (Mg) e um cátion de (Mg2+).

Raio do átomo neutro e raio do Ânion (ganho de elétron): o ganho de um
ou mais elétrons faz com que o número de prótons no núcleo fique menor do
que o número de elétrons. Como os elétrons apresentam a mesma carga e sua
quantidade está maior, ocorre um aumento na repulsão entre essas partículas,
fazendo com que o tamanho do átomo torne-se maior. Assim, a repulsão entre
os elétrons supera a atração entre o núcleo e os níveis.

Figura: Comparação entre um átomo de cloro (Cl) e um ânion de cloro (Cl-).

3.4.2 Energia de ionização ou potencial de ionização

Energia de Ionização, também denominada de Potencial de ionização, cor-
responde à energia mínima necessária para retirar um elétron de um átomo ou íon
no estado gasoso.
Observe as energias de ionização para o átomo de sódio.

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O aumento considerável da energia pode ser explicado a partir da retirada de
elétrons. Com a retirada de 1 elétron, a força de atração núcleo/elétron aumenta,
tornando maior a energia necessária para a retirada do próximo elétron.
Na tabela, a energia de ionização varia de acordo com a seguinte forma.
 Nas famílias ou grupos: de baixo para cima.
 Nos períodos: da esquerda para a direita.

3.4.3 Afinidade eletrônica ou eletroafinidade

A afinidade eletrônica é definida como sendo a quantidade de energia liberada
quando um átomo neutro, isolado e gasoso ganha um elétron.
Observe o esquema a seguir:
Y(g) + 1e- → Y-1(g) + energia

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Esse ganho de elétron está relacionado com a instabilidade de um átomo. Pa-
ra conseguir certa estabilidade eletrônica, um átomo recebe elétron, transformando-
se em um ânion e liberando energia.
O valor da afinidade eletrônica está relacionado com o tamanho do átomo, ou
seja, quanto maior for o raio do átomo, mais distante o elétron estará do núcleo e
menor será a sua afinidade eletrônica. De forma resumida, pode-se dizer que a afi-
nidade eletrônica aumenta quando o raio diminui e vice-versa.
A variação da afinidade eletrônica na tabela periódica.
 Nas famílias ou grupos: de baixo pra cima.
 Nos períodos: da esquerda para a direita.

Devido a estabilidade eletrônica dos gases nobres, eles são excluídos dessa
propriedade.

3.4.4 Eletronegatividade

A eletronegatividade é definida como a tendência de um átomo atrair elétrons em
uma ligação química.
A eletronegatividade é uma grandeza relativa, pois ela é analisada por meio de uma
comparação entre a capacidade que dois átomos ligados possuem de atrair os elé-
trons. Além disso, ela é uma propriedade periódica, uma vez que, à medida que o
número atômico aumenta, ela adquire valores semelhantes para intervalos regula-
res. Existem várias formas de medir a eletronegatividade dos elementos, mas a for-
ma mais conhecida e usada é a que foi determinada pelo cientista Linus Pauling.
Linus Pauling atribuiu arbitrariamente o valor de 4,0 para o elemento flúor.
Fazendo comparações, foi possível determinar os valores de eletronegatividade para
os outros elementos da tabela.
https://www.manualdaquimica.com/quimica-geral/propriedades-periodicas.htm

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Como os gases nobres apresentam estabilidade eletrônica. Eles não são in-
seridos nessa propriedade, embora alguns gases apresentem valores de eletronega-
tividade na tabela periódica.
A variação da eletronegatividade na tabela periódica.
 Nas famílias ou grupos: de baixo para cima.
 Nos períodos: da esquerda para a direita.

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REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS:
1. RUSSEL, John B. Química Geral. 2a ed. Vol. I. São Paulo, Makron Books, 1994.
2. BRAATHEN, Per Chistian. Química Geral. 1ª ed. Vol. único. Viçosa, 1999.

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UNIDADE IV

4 - Ligações químicas

As ligações químicas podem ser classificadas em 3 categorias: Iônicas, covalentes e
metálicas.

4.1 A teoria de Lewis

 Os elétrons de valência exercem uma importante função nas ligações químicas.

 Transferência de elétrons leva a formação de ligações iônicas.

 Compartilhamento de elétrons leva a formação de ligações covalentes.

 Elétrons são transferidos ou compartilhados até que os átomos estejam rodea-
dos por 8 elétrons (octeto) dando a cada átomo a configuração do gás nobre.

Símbolos de Lewis

 Para um entendimento através de figuras sobre a localização dos elétrons em
um átomo, representamos os elétrons como pontos ao redor do símbolo do elemen-
to.
 O símbolo representa o núcleo e os elétrons internos.

 Os elétrons de valência são representados por pontos desemparelhados.

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4.2 Regra do octeto

É uma teoria proposta para explicar a formação de átomos ou íons estáveis
tendo oito elétrons na camada de valência (ou dois, tratando-se da primeira cama-
da), assim como na eletrosfera de um gás nobre. Porém, existem várias exceções à
regra do octeto.

 Metais formam cátions perdendo elétrons suficientes para obterem a configura-
ção do gás nobre anterior.

 Não metais formam ânions ganhando elétrons para obterem a configuração do
gás nobre seguinte.

 A configuração de um gás nobre é sempre estável.

 Quando átomos se ligam, eles tendem a ganhar, perder ou compartilhar elétrons
de modo a resultar em 8 elétrons na camada de valência.

VALÊNCIA - Habilidade que os elementos possuem de estabelecer ligações quími-
cas.
ELÉTRONS DE VALÊNCIA: Elétrons mais externos do átomo e que participam das
ligações químicas.

4.3 O modelo da ligação iônica

 A ligação iônica é constituída de coleções de íons com cargas opostas que for-
ma um extenso arranjo chamado rede.

 Forma agregados iônicos ou cristais de atomicidade indefinida.

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 Uma ligação Iônica é formada quando um ou mais elétrons são transferidos de
um átomo metálico para átomos de um ametal.

 Ocorre entre metais (tendência de doar elétron) e ametais (tendência de receber
elétron).

Na (Z = 11) 1s2 2s2 2p6 3s1 Cl (Z = 17) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

A natureza da ligação iônica é essencialmente eletrostática.

Cátions e ânions são atraídos eletrostaticamente e os íons de mesma carga
são repelidos. O balanço das forças de atração e repulsão define a disposição final
dos íons no retículo cristalino e, consequentemente, as distâncias interiônicas.

Retículo cristalino iônico

Na formação de uma ligação iônica, equilibram-se as forças atrativas e repul-
sivas. Considerando o composto NaCl, devem se equilibrar as forças atrativas entre
os íons de cargas opostas (Na+ e Cl-) e as forças repulsivas entre íons de mesma
carga (Na+ - Na+ e Cl- - Cl-) os íons agrupam-se de modo a minimizar as forças re-
pulsivas.

Forma-se um retículo cristalino, um arranjo tridimensional organizado de
modo que cada íon tenha o máximo de íons de cargas opostas ao seu redor.

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Propriedades dos compostos iônicos

 Os composto iônico são duros, rígidos e quebradiços.

As forças atrativas nos compostos iônicos mantém os íons em posições específi-
cas, para mover os íons para fora de suas posições requer superar as for-
ças atrativas, por isso os cristais não são perfurados ou dobrados.

Fonte: https://www.passeidireto.com/arquivo/2949184/3-ligacoes-quimicas

 Os compostos iônicos apresentam altos pontos de fusão e ebulição.

Para levar um sólido iônico ao estado líquido é necessário separar os íons
do retículo; devido fortes atrações entre os íons, separar um cristal iônico re-
quer uma grande quantidade de energia.
Os íons do retículo não precisam estar totalmente separados, apenas o
suficiente para superar parte das atrações eletrostáticas, O líquido resultante é
de natureza viscosa e os íons possuem mobilidade superior quando compara-
dos aos compostos sólidos.
Quanto mais forte a atração (maior energia de retículo), mais alto é o
ponto de fusão. Para passar para o estado gasoso, é necessário energia ainda
maior para que a ordem do retículo seja totalmente desfeita.
 Os compostos iônicos são sólidos a temperatura ambiente.

 Os compostos iônicos conduzem corrente elétrica quando fundidos ou
quando estão em meio aquoso.

https://www.passeidireto.com/arquivo/2949184/3-ligacoes-quimicas

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A condutividade elétrica requer movimentos de elétrons, os sólidos iô-
nicos não apresentam qualidades estruturais que o tornem condutores de
eletricidade.
Ao passarem pelo processo de fusão, os íons tornam-se mais livres e
aumenta a sua mobilidade eletrônica, isso faz com que o composto passe a atu-
ar como um condutor.
Em meio aquoso o composto iônico sofre dissociação dos íons, com isso
os íons encontram-se separados permitindo a condução da corrente elétrica.

4.4 O modelo da ligação covalente

 Formados entre elementos de eletronegatividade semelhantes.

 Formam moléculas, ou seja, agregados atômicos de atomicidade definida.
Alguns compostos covalentes se apresentam na forma de estruturas covalentes gi-
gantes, como é o caso, por exemplo, da sílica cuja fórmula SiO2.

 Ocorre, em geral, entre átomos de Ametal com Ametal e Hidrogênio.

 Consiste no compartilhamento de pares eletrônicos entre dois átomos (elé-
trons de valência são compartilhados).

 Em algumas moléculas, dois átomos estão ligados por dois pares comparti-
lhados; esse tipo de ligação é denominada ligação dupla. Se houver três
pares com-
partilhados a ligação é tripla.

 Se o par de elétrons é constituído por um elétron de cada átomo envolvido, a
ligação é dita covalente e normal;

 Se o par de elétrons é cedido por apenas um dos átomos a ligação é dita co-
valente e dativa ou coordenada.

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 A ligação covalente é direcional e forma ângulos bem definidos.

 A ligação covalente é forte.

 Esse tipo de ligação é comum em compostos orgânicos, por exemplo, em ma-
teriais poliméricos e diamante.

Características dos compostos moleculares:

 São sólidos, líquidos ou gasosos nas condições ambientes.
 Apresentam baixos pontos de fusão e ebulição (comparados aos iônicos).
 São maus condutores de eletricidade, alguns podem conduzir quando em
meio aquoso (ionização).

 A maioria dos compostos moleculares é solúvel em solventes orgânicos.
 No estado sólido podem apresentar dois tipos de retículos cristalinos (R. C.
Moleculares, R. C. Covalente).

O modelo da ligação iônica e ligação covalente são extremos e podemos
dizer que uma ligação química pode ter um caráter mais ou menos iônico ou mais ou
menos covalente. Ou ainda, que um composto iônico pode ter certo caráter covalen-
te e um composto covalente pode ter um caráter iônico (os compostos covalentes
polares).

Geometria e polaridade das moléculas

A geometria de uma molécula é dada pela disposição espacial dos núcleos
dos átomos que a compõe.

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POLARIDADE MOLECULAR.

 As ligações covalentes formam compostos estáveis, chamados de moléculas.
Estas moléculas podem ser classificadas em polares ou apolares de acordo com o
vetor resultante do momento dipolar (µ).

 A análise da polaridade de uma molécula deve ser feita de acordo com o tipo
de ligação encontrada na molécula (polar ou apolar) e de acordo com a geometria
molecular.

 Sendo assim podemos afirmar moléculas que possuem apenas ligações apo-
lares, são moléculas apolares.
Exemplo: H2, O2, N2, etc.

 No entanto moléculas que apresentam ligações polares podem ser conside-
radas polares ou apolares de acordo com o vetor resultante do momento dipolar.

4.5 Ligações intermoleculares

As substâncias covalentes são quase sempre constituídas por moléculas, que
são agregados atômicos de atomicidade definida, conforme definido pelas formas
das substâncias, como exemplo, CO2, O2, H2O, H2SO4, C12H22O11 e assim por dian-
te. Muitas substâncias covalentes são gases. Outras são líquidas e muitas são sóli-

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das. Mas mesmo as substâncias covalentes sólidas possuem, frequentemente, bai-
xos pontos de fusão e ebulição.

As forças de atração entre as moléculas são muito mais fracas do que as li-
gações que mantém os átomos ligados das mesmas. Elas irão determinar os esta-
dos físicos e pontos de fusão e ebulição das substâncias.
Só faz sentido falar em ligações intermoleculares para os estados líquido e sólido,
pois no estado gasoso (ideal) as moléculas estão isoladas.

As forças atrativas intermoleculares podem ser classificadas em três tipos:

 Interação dipolo induzido ou forças de London (ocorre entre moléculas
APOLARES).

 Interação dipolo permanente ou dipolo-dipolo (ocorre entre moléculas PO-
LARES).

 Ligação de hidrogênio (ocorre entre moléculas POLARES, quando um áto-
mo de hidrogênio de uma molécula é fortemente atraído por um átomo muito eletro-
negativo de outra molécula, tais como flúor (F), oxigênio (O) e nitrogênio (N)).

4.6 O modelo da ligação metálica

Observe a distribuição eletrônica do sódio:

11Na 1s2 2s2 2p6 3s1

Quando átomos de sódio se ligam, os elétrons de valência (os elétrons do or-
bital 3s) de cada átomo de sódio compartilham espaço com oito átomos vizinhos, já
que o sódio formam cristais com cada átomo de sódio circundado por oito outros
átomos, conforme ilustrado pela a figura a seguir.

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Célula unitária do sódio metálico

Por sua vez, cada um destes 8 átomos compartilham seus elétrons com os oi-
to átomos vizinhos, e assim por diante num arranjo cristalino gigantesco.
Os arranjos de modo regular na forma de cristais metálicos de atomicidade indefini-
da e omnidirecional (em todas as direções), conforme ilustrado pela figura:

Fonte: https://brasilescola.uol.com.br/quimica/como-se-forma-ligacao-metalica.htm

 A ligação metálica consiste de uma série de átomos do metal que doaram to-
dos os seus elétrons de valência para uma nuvem de elétrons que permeia a estru-
tura.
 Todos os átomos metálicos tornaram-se cátions idênticos e por não estarem
associados a nenhuma ligação iônica, estes cátions recebem um nome especial,
núcleos.
 Mecanismo que mantém unido os átomos de metais é a atração entre os nú-
cleos positivos e o “mar de elétrons” negativos.
 A força da ligação (atração entre os átomos), nos metais depende do número
de elétrons de valência, ou seja, quanto mais elétrons de valências, mais ligações
podem ser formadas e maior será a energia de ligação.
 Um fator a se considerar na formação da ligação metálica é a carga do íon e a
atração que este tem pelos elétrons de valência, metais alcalinos têm um elétron de
valência e baixa energia de ionização, baixa atração pelo elétron de valência. O
alumínio (Al) tem um valor de energia de ionização mais alto fazendo com que a li-
gação metálica no Al seja mais forte do que a que ocorre nos metais alcalinos e al-
calinos terrosos.
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/como-se-forma-ligacao-metalica.htm

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 As ligações entre átomos dos metais podem variar entre fraca e muito forte
sendo o ponto de fusão uma medida aproximada da força de ligação.
 De modo geral, a força da ligação metálica tende a aumentar à medida que
passamos da esquerda para a direita ao longo de um período na tabela periódica,
metais de transição têm elétrons d e apresentam um grande número de elétrons
disponível para ligações no metal.
 A força de ligação nos metais de transição não apenas originam altos valores
de ponto de fusão, mas também grande força de tensão e dureza.

Propriedades dos metais

 Maleabilidade e ductilidade
 A mobilidade dos elétrons de valência é a grande responsável pelas caracte-
rísticas singulares encontrada nos metais;
 As ligações metálicas são não direcionais e não seguem qualquer requeri-
mento geométrico e podem manter sua existência quando são puxadas ou empurra-
das de todas as maneiras.
 Se o metal é submetido a uma força, os núcleos podem deslizar sob a cama-
da de elétrons e as ligações não se rompem devido ao seu caráter não direcional.
 Os metais podem ser endurecidos formando ligas com elementos que tenha
a propriedade de formar ligações covalentes (diminuindo a mobilidade eletrônica)
Exemplo: C e P.

 Condutividade elétrica e térmica

 Os elétrons deslocalizados são livres para moverem no retículo.
 Estes elétrons podem agir como transportadores de cargas na condução elé-
trica ou condutores de energia na condução de calor.

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 Opacidade e brilho

 Quando uma radiação eletromagnética incide num cristal os elétrons livres
são forçados a vibrar com a mesma frequência da luz incidente.
 Toda a energia incidente é absorvida pelos elétrons livres e o metal apresenta-se
opaco.
 Os elétrons oscilam e emitem radiação de mesmo comprimento de onda da
luz incidente e a luz é emitida em direção à superfície, isto dá a impressão que prati-
camente toda a luz incidente foi refletida, produzindo o brilho metálico.

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REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS:
1. RUSSEL, John B. Química Geral. 2a ed. Vol. I. São Paulo, Makron Books, 1994.
2. BRAATHEN, Per Chistian. Química Geral. 1ª ed. Vol. único. Viçosa, 1999.

13/12/2020 QUESTIONÁRIO 1
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Questão 2
Completo
Atingiu 2,00 de
2,00
Iniciado em Wednesday, 19 Aug 2020, 21:53
Estado Finalizada
Concluída em Wednesday, 19 Aug 2020, 21:55
Tempo
empregado
1 minuto 34 segundos
Avaliar 20,00 de um máximo de 20,00(100%)
Quando se esquece no freezer uma garrafa fechada cheia de refrigerante, durante o processo de solidificação do líquido,
essa garrafa pode explodir, provocando o extravasamento de seu conteúdo.
Considere as afirmações abaixo, sobre esse fenômeno.
I - O gás carbônico contido no refrigerante transforma-se em gelo seco que então sublima, rompendo o recipiente.
II - Os sais contidos no refrigerante, quando em temperaturas muito baixas, formam sistemas altamente higroscópicos, o
que provoca um significativo aumento de volume.
III - O processo de solidificação da água, presente no refrigerante, provoca organização das moléculas em uma estrutura
cristalina que ocupa um volume maior que a água líquida.
Quais dessas afirmações podem ocorrer durante o processo de extravasamento?
Escolha uma opção:
a. Apenas III
b. Apenas I e III
c. Apenas III e II
d. Apenas I
Em relação a substâncias puras e misturas analise as afirmativas a seguir.
Leia atentamente as afirmativas a seguir sobre as diferenças entre misturas e compostos químicos.
I. Na mistura, os componentes podem ser separados por técnicas físicas, enquanto os componentes de um composto não
podem.
II. Uma mistura tem as propriedades de seus constituintes e um composto tem propriedades que diferem das de seus
componentes.
III. As misturas podem ter qualquer composição desejada, enquanto um composto tem composição fixa.
IV. As misturas podem ser classificadas como homogêneas ou heterogêneas e os compostos, em orgânicos ou
inorgânicos.
Assinale a alternativa correta.
Escolha uma opção:
a. Apenas I e III estão corretas
b. Todas estão corretas
c. Apenas I, II e III estão corretas
d. Apenas I e II estão corretas
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13/12/2020 QUESTIONÁRIO 1
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Questão 3
Completo
Atingiu 2,00 de
2,00
Questão 4
Completo
Atingiu 2,00 de
2,00
Questão 5
Completo
Atingiu 2,00 de
2,00
Julgue as afirmações a seguir em relação aos estudos sobre modelos atômicos realizados por Niels Bohr, John Dalton e
Ernest Rutherford.
I. Partículas alfa foram desviadas de seu trajeto, devido à repulsão que o núcleo denso e a carga positiva do metal
exerceram.
II. Átomos (esferas indivisíveis e permanentes) de um elemento são idênticos em todas as suas propriedades. Átomos de
elementos diferentes têm propriedades diferentes.
III. Os elétrons movem-se em órbitas, em torno do núcleo, sem perder ou ganhar energia.
Assinale a alternativa que indica a sequência correta do relacionamento desses estudos com seus autores.
Escolha uma opção:
a. Dalton; Bohr; Rutherford
b. Rutherford; Bohr; Dalton
c. Dalton; Rutherford; Bohr
d. Rutherford; Dalton; Bohr
Observe os seguintes fatos:
I - Bolinhas de naftalina, à temperatura ambiente, têm suas massas diminuídas, terminando por desaparecer sem deixar
resíduos.
II - Derretimento de um pedaço de chumbo quando aquecido.
III - Uma porção de água líquida no congelador da geladeira.
IV - Uma vasilha com água líquida deixada ao fogo.
Nesses fatos, estão relacionados corretamente os seguintes fenômenos:
Escolha uma opção:
a. I. Sublimação; II. Solidificação; III. Fusão; IV. Vaporização
b. I. Vaporização; II. Sublimação; III. Fusão; IV. Solidificação
c. I. Fusão; II. Sublimação; III. Vaporização; IV. Solidificação
d. I. Sublimação; II. Fusão; III. Solidificação; IV. Vaporização
Com base nas mudanças de fase, analise as afirmações abaixo.
I. Sublimação é o nome dado à mudança em que a substância passa do estado líquido para o estado sólido.
II. Fusão é a mudança do estado sólido para o estado líquido; portanto, trata-se de um processo que absorve calor.
III. Liquefação é a mudança do estado gasoso para o estado líquido; portanto, trata-se de um processo que libera calor.
IV. Evaporação, calefação e ebulição são tipos de vaporização que um líquido pode sofrer quando passa para o estado
gasoso.
V. A sublimação é o nome dado à mudança de estado em que a substância passa do estado líquido para o estado
gasoso.
Assinale a alternativa correta.
Escolha uma opção:
a. Apenas as afirmações I, II e III são verdadeiras
b. Apenas as afirmações I e V são verdadeiras
c. Apenas as afirmações II, III e IV são verdadeiras
d. Apenas as afirmações I e IV são verdadeiras
13/12/2020 QUESTIONÁRIO 1
https://ava.funec.br/mod/quiz/review.php?attempt=30793&cmid=2363 3/4
Questão 6
Completo
Atingiu 2,00 de
2,00
Questão 7
Completo
Atingiu 2,00 de
2,00
Questão 8
Completo
Atingiu 2,00 de
2,00
O modelo atômico de Bohr, apesar de ter sido considerado obsoleto em poucos anos, trouxe como principal contribuição
o reconhecimento de que os elétrons ocupam diferentes níveis de energia nos átomos. O reconhecimento da existência
de diferentes níveis na eletrosfera permitiu explicar,