QUIMICA GERAL

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UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
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 OBJETIVOS DE APRENDIZAGEM
A partir do estudo desta unidade, você deverá ser capaz de:
•Identificar as unidades fundamentais da matéria;
•Diferenciar os modelos atômicos e reconhecer as observações que levaram a sua evolução;
•Realizar a distribuição eletrônica utilizando o Diagrama de Linus Pauling assim como identificar os quatro números quânticos;
•Reconhecer a organização atual da tabela periódica e os elementos que a compõe; 
• Compreender a estabilidade química dos elementos através da Regra do Octeto;
• Identificar e diferenciar as ligações iônicas, covalentes e metálicas.
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TÓPICO 1 – CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA
TÓPICO 2 – TABELA PERIÓDICA
TÓPICO 3 – LIGAÇÕES QUÍMICAS E INTERAÇÕES INTERMOLECULARES
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TÓPICO 1 —CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA
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 UMA BREVE HISTÓRIA DA QUÍMICA
Os seres humanos começaram a estabelecer seu conhecimento sobre a química das coisas na pré-história com o domínio do fogo. 
O domínio desse recurso permitiu a diversas civilizações a manipulação de metais e consequentemente o desenvolvimento de diversos utensílios, objetos e armas. 
Além disso, aprender a “produzir” fogo proporcionou a estas civilizações iluminação e proteção contra o frio.
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Com o avanço dos conhecimentos a respeito da natureza e mesmo antes da química se estabelecer como ciência, houve a alquimia. 
A alquimia surgiu por volta do século IV a.C. e foi a precursora da química. Ela era uma mistura de arte, ciência e magia, e apresentava uma forma mais mística e misteriosa de observar a natureza. 
Vários povos se destacaram pelos estudos alquímicos, como egípcios, gregos, chineses, árabes etc.
A alquimia possuía dois objetivos principais a serem alcançados, sendo eles:
• A pedra filosofal: ela seria capaz de realizar a transmutação de materiais comuns em ouro.
• O elixir da vida: material que teria a propriedade de garantir cura das enfermidades do corpo, assim como, juventude e vida eterna.
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A química, como uma das áreas das ciências naturais, é recente e tem seu início datado por volta do final do século XVIII e marcado por trabalhos de dois estudiosos: Robert Boyle (1627-1691) e Antoine-Laurent de Lavoisier (1743-1794).
Tanto Robert Boyle quanto Antoine-Laurent de Lavoisier aplicaram o uso de experimentos planejados com o propósito de responder a um questionamento, para isso realizavam observações e medidas assim como elaboraram hipóteses e testaram-nas. Isso permitiu a generalização de muitos conceitos.
 A partir deste ponto a análise da matéria e suas transformações adquiriu um caráter mais científico e deixou de lado o misticismo da Alquimia.
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 MÉTODO CIENTÍFICO
A forma de trabalho de Boyle e Lavoisier são conhecidas atualmente como o método científico. 
O método científico estabelece uma sequência a ser seguida a fim de se comprovar uma hipótese, para isso há uma estrutura bem definida que pode ser seguida em qualquer área das ciências e até mesmo no cotidiano. 
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 MODELOS ATÔMICOS
A química possui como objetivo estudar a matéria a suas transformações. No entanto, do que a matéria é constituída? Essa é uma pergunta que sempre intrigou muitos filósofos e cientistas ao longo dos anos. 
O conceito do que constitui a matéria é algo que evoluiu com o passar dos anos, principalmente pelo fato de que a ciência é algo em constante construção. A descoberta de novas tecnologias levou ao desenvolvimento dos conhecimentos ligados à interpretação da constituição da matéria. 
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 OS GREGOS E A CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA
Há pouco mais de 2500 anos, os filósofos gregos foram os primeiros a sugerir e discutir sobre qual seria a constituição da matéria. Podendo-se destacar as seguintes ideias:
• Tales de Mileto (c.624 a.C. – c.558 a.C.) – Propôs que todo o universo era composto de água.
• Anaxímenes (c.585 a.C. – c.524 a.C.) – Acreditava que a base de tudo era o ar.
• Heráclito (c.540 a.C. – c.475 a.C.) – Este filósofo propôs que tudo era composto de fogo.
• Empédocles (c.490 a.C. – c.435 a.C.) – Unificou os elementos água, ar e fogo ao elemento terra, propondo a teoria dos quatro elementos, para ele essa teoria era regida por amor (união) e ódio (separação).
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 TEORIA ATÔMICA DE DALTON
O primeiro modelo atômico de destaque que surge após o século XVIII é o modelo proposto pela teoria atômica do químico inglês John Dalton (1766-1844). 
• Dalton baseou sua proposta em uma teoria ligada a seus estudos acerca da física proposta por Isaac Newton, ancorada no corpuscularismo newtoniano;
• E através de seus estudos sobre misturas gasosas, com todas as discussões e críticas feitas pelos seus contemporâneos que o fizeram analisar e conceber uma união entre a proposta Newtoniana de partícula com as propostas de afinidade química, ambas apresentadas em sua época.
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A teoria atômica de Dalton, apresentada através de publicações do cientista entre os anos de 1804 e 1827, apresenta as seguintes características:
• O átomo é formado por uma esfera corpuscular maciça e indivisível.
• Os elementos químicos são a junção de átomos com a mesma massa, tamanho e propriedades.
• Os elementos químicos diferentes possuem propriedades diferentes, tais como tamanho e massa.
• A combinação de átomos de elementos diferentes forma “átomos compostos” (atualmente chamados de moléculas).
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Durante uma reação química os átomos não são criados, nem destruídos, são reorganizados, formando novas substâncias.
O modelo atômico de Dalton proveniente de sua teoria atômica era imaginado como sendo uma esfera maciça, indivisível e indestrutível, sendo que esta representação do átomo ficou conhecida como Modelo da Bola de Bilhar.
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 TEORIA ATÔMICA DE THOMSON
A evolução das teorias atômicas é algo natural, visto que o avanço da ciência permite chegar a conclusões que eram experimentalmente impossíveis no passado. Segundo Novais e Antunes (2016, p. 85):
Dentre os fenômenos não explicados pela teoria atômica de Dalton, podemos destacar o fato de ela não explicar a eletrização de corpos por atrito e as reações químicas provocadas por passagem de corrente elétrica, ou seja, a teoria de Dalton não explicava a natureza elétrica da matéria.
O responsável por introduzir a natureza elétrica da matéria foi Joseph John Thomson (1856-1940), mas para que possamos entender seu trabalho, precisamos falar sobre as pesquisas que ocorreram ao longo do século XIX
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Ao longo do século XIX, vários cientistas buscavam entender os fenômenos elétricos e para isso realizavam experimentos com tubos de descarga elétrica. Armazenados a baixas pressões, gases eram contidos nestes recipientes nos quais eram realizadas descargas elétricas. 
A diminuição da pressão era realizada com o uso de uma bomba de vácuo e o dentro dos tubos de vidro havia duas placas metálicas (cátodo e ânodo) ligadas por fios a fontes de alta tensão, conforme o esquema a seguir:
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Assim, Thomson concluiu que:
• os raios catódicos são formados por feixes de partículas carregadas negativamente;
• todos os átomos da matéria possuem estas partículas (conhecidas como elétrons).
• como os corpos são neutros, Thomson propôs que o átomo deveria ser formado por uma massa de carga positiva de mesmo valor, porém de sinal contrário a soma das cargas dos elétrons (cargas negativas) que estavam incrustados nele.
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 TEORIA ATÔMICA DE RUTHERFORD
O modelo atômico de Thomson foi bem aceito por muitos anos, porém, depois do início do século XX, Ernest Rutherford (1871-1937) e alguns colaboradores, através de alguns experimentos realizados na Inglaterra, propuseram um novo modelo atômico que levaria à substituição do modelo de Thomson (RUSSEL, 2002).
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Para Rutherford, o átomo então possuía duas regiões distintas, o núcleo quepossuía carga positiva e concentrava praticamente toda massa do átomo e a região em volta dele, chamada de eletrosfera, em que os elétrons de carga negativa circulavam.
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O modelo de Rutherford é ainda útil nos dias de hoje, de forma didática, porém, ele acabou apresentando uma contradição que levou a modificação deste modelo. 
Essa contradição consiste no fato de que, se elétrons de carga negativa circulam um núcleo de carga positiva, eles deveriam perder energia na forma de radiações eletromagnéticas e percorrer uma trajetória espiralada até atingir o núcleo, fato que não ocorre.
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 TEORIA ATÔMICA DE BOHR
Apesar de ser revolucionário, o modelo atômico de Rutherford não pôde explicar o comportamento dos elétrons que circulavam o núcleo atômico. Esse comportamento só foi explicado em 1913, pelo físico dinamarquês Niels Henrik David Bohr (1885-1962). 
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Os elétrons percorrem órbitas circulares ao redor do núcleo, denominadas órbitas estacionárias.
• Cada órbita circular apresenta uma energia constante. Logo, os elétrons não absorvem nem emitem energia ao descreverem uma órbita estacionária.
• Os elétrons são capazes de ocupar apenas os níveis que contêm uma certa quantidade bem definida de energia, levando em conta valores exatos de energia de acordo com a órbita estacionária na qual se encontram. 
Os elétrons não possuiriam, portanto, a capacidade de ocupar estados intermediários de energia.
• Os elétrons localizados em órbitas mais afastadas do núcleo possuiriam maiores valores de energia.
• Ao absorver certa quantidade de energia, o elétron deve saltar para uma órbita mais energética. Ao retornar à sua órbita original, o elétron libera o mesmo valor de energia que foi absorvido no salto quântico.
 A liberação de energia, conhecida como fóton, ocorre na forma de onda eletromagnética. Essa energia apresenta um valor idêntico à diferença de energia entre as órbitas circulares em questão. 
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Bohr introduziu o conceito de energia quantizada ao átomo, ou seja, os elétrons só poderiam ocupar determinados níveis de energia. 
Estes níveis, numerados de 1 a 7, são representados pelas letras, K, L, M, N, O, P e Q. Os níveis mais internos possuem menor energia e os mais externos, maior energia. 
Assim, ao saltar de um nível mais interno para um mais externo o elétron precisaria absorver energia, este estado é denominado de estado excitado. 
Quando este mesmo elétron retorna para seu nível de origem ele precisa liberar esta energia, na forma de radiação eletromagnética, sendo este estado denominado estado fundamental.
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 MODELOS ATÔMICO ATUAL
O modelo atômico atual é uma grande colaboração entre os cientistas Erwin Schrödinger (1887-1961), Louis Victor de Broglie (1892-1987) e Werner Heisenberg (1901-1976).
 A partir de uma nova visão, denominada de mecânica ondulatória, eles reuniram todos os conhecimentos já adquiridos por outros cientistas, como os citados até agora, e desenvolveram uma nova teoria do modelo atômico.
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A composição da matéria passou por diversas transformações, indo da teoria dos quatro elementos ao átomo indivisível, passando pela apresentação de um átomo carregado eletricamente e até mesmo se tornando descontínuo, mas todas as contribuições levaram ao que é o átomo atualmente, uma estrutura regida por mecânica quântica extremamente complexa. 
É importante saber que podemos ir além de prótons, nêutrons e elétrons na representação do átomo.
 Sabemos que existem estruturas ainda menores e mais elementares, chamadas de quarks e léptons, estudadas pela Física de Partículas. Estas partículas elementares são responsáveis pela estrutura de prótons e nêutrons. 
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 NÚMERO ATÔMICO, NÚMERO DE MASSA E MASSA ATÔMICA
O número atômico, representado por Z, é igual à quantidade de prótons presentes num determinado átomo. Este número é uma espécie de “impressão digital” do átomo, sendo que cada um deles possuirá um número diferente. 
Dessa forma nunca existirá dois átomos de elementos diferentes que possuam o mesmo número atômico. 
Z = nº de prótons (p⁺)
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O número de massa, representado por A, indica a soma do número de prótons (p+) e nêutrons (n) presentes no núcleo atômico.
A = p++n 
Considerando que o número atômico é igual ao número de prótons, a equação poderia ser reescrita assim:
A = Z + n
Note que isolando o n na equação é possível chegar ao número de nêutrons do átomo.
A massa atômica (MA), que representa a massa de um átomo, normalmente é “expressa pelo uso de uma unidade
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Elementos químicos e sua representação
Os elementos químicos são definidos como grupos de átomo que possuem no seu núcleo o mesmo número de prótons, ou seja, o mesmo número atômico. Sob outra perspectiva, os átomos são a menor representação de um elemento químico.
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 DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA
Os elétrons são distribuídos na eletrosfera por níveis (K, L, M, N, O, P e Q) e subníveis (s, p, d e f), respeitando a ordem de aumento da energia, de acordo com um diagrama de distribuição proposto pelo químico estadunidense Linus Carl Pauling (1901-1994).
 Este diagrama é conhecido como Diagrama de Linus Pauling, ou simplesmente Diagrama de Pauling.
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TÓPICO 2 —TABELA PERIÓDICA
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Desde quando o ser humano começou a moldar matéria e buscou compreender a constituição dela, elementos foram descobertos. 
Muitos deles foram descobertos e isolados pela alquimia, e com a química atual, esse número só aumentou. 
Dessa forma, essa coleção de elementos, assim como qualquer outra coleção, precisava de uma organização. 
Várias foram as tentativas de organizar os elementos químicos até que se chegasse à organização atual. Essa organização dos elementos químicos foi nomeada como Tabela Periódica.
O uso da palavra “periódica” não é em vão, pois, ao organizar os elementos seguindo um determinado padrão, foi possível identificar propriedades que se repetiam periodicamente. 
Este conhecimento permite a qualquer cientista prever característica de compostos químicos e buscar a melhor aplicação para eles, baseado nestas características
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ORGANIZAÇÃO DA TABELA PERIÓDICA
 
 GRUPOS
A Tabela Periódica possui 18 colunas que são denominadas grupos, sendo eles numerados de 1 a 18 por recomendação da IUPAC, porém é possível ver em algumas publicações a utilização de subgrupo A e B que são acompanhados de números romanos. 
No entanto, esta terminologia está em desuso.
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 PERÍODOS
A Tabela Periódica atual possui ao todo 7 linhas, cada uma destas linhas é chamada de período, ou seja, ela possui 7 períodos. Os períodos indicam o número de camadas que os átomos que os compõem possuem, ou seja, um elemento que esteja no 6º período possuirá elétrons até a 6ª camada (Camada P).
Note que existem duas linhas deslocadas para a parte inferior da Tabela Periódica, esse deslocamento é realizado com o objetivo de encurtá-la. 
No 6º período temos os lantanídeos, grupo que engloba os elementos de números atômicos 57 a 71, e no 7º período os actinídeos com elementos de números atômico 89 a 103.
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 CLASSIFICAÇÃO DOS ELEMENTOS
Os 118 elementos da Tabela Periódica podem ser classificados de acordo com alguns quesitos e dentre as classificações possíveis temos:
Quanto à estrutura atômica
Quanto às características e propriedades
Complementares
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 Classificação quanto à estrutura eletrônica
Os elementos químicos podem ser divididos em representativos e de transição. Os elementos representativos terminam sua distribuição eletrônica nos subníveis s ou p, já os de transição terminam em d (transiçãoexterna) ou f (transição interna). 
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Classificação quanto às características e propriedades
Os elementos químicos se reúnem em grupos que apresentem características e propriedades bem semelhantes. Estes grupos são dividido em:
Hidrogênio
Metais
Não Metais
Semimetais
Gases nobres
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Os metais compõem a maioria dos elementos da Tabela Periódica. Para que um elemento se enquadra na definição de metal ele deve apresentar algumas das seguintes características:
São sólidos a temperatura ambiente (Exceção: Mercúrio [líquido]);
Apresentem brilho metálico;
Apresentam altos pontos de fusão e ebulição (Exceção: Mercúrio [PF: -38,8°C PE: 356,7°C]);
Formam cátions;
São maleáveis;
São dúcteis;
São bons condutores de calor e eletricidade.
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Os não metais (ou ametais) representam uma parcela bem menor da Tabela Periódica quando comparados aos metais. Apesar disso apresentam elementos de grande importância, como carbono (presente nos hidrocarbonetos) e oxigênio (na forma de gás oxigênio é essencial para vida). 
Eles apresentam características opostas aos metais, sendo elas:
São opacos, ou seja, não apresentam brilho (Exceção: Iodo);
Não são dúcteis nem maleáveis;
São maus condutores de calor e eletricidade (Exceção: Carbono);
Formam ânion;
São encontrados nos três estados físicos;
Apresentam baixos pontos de fusão e ebulição
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Os semimetais representam um grupo intermediário entre metais e não metais, possuem características intermediárias entre os metais e os não metais. No geral, suas características são as seguintes:
Apresentam pouco brilho;
São semicondutores elétricos, ou seja, conduzem parcialmente a eletricidade;
São semicondutores térmicos, ou seja, conduzem parcialmente o calor;
Possuem a tendência de se fragmentar.
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TÓPICO 3 
LIGAÇOES QUÍMICAS E INTERAÇÕES INTERMOLECULARES
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Na identificação do tipo de interação intermolecular, dois pontos são essenciais e serão objetos do nosso estudo, sendo eles: a polaridade das ligações e a geometria da molécula. 
Essas características nos ajudam na definição da polaridade da molécula, que, por fim, irá determinar o tipo de interação que ocorrerá. 
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 LIGAÇÕES QUÍMICAS
Segundo Covre (2001, p. 109), “ligação química é o nome dado às formas de associação existentes entre os átomos”. 
Estas ligações ocorrem através da interação entre as eletrosferas dos átomos, ou seja, são determinadas pela relação entre os elétrons. As ligações químicas podem ser chamadas também de interações intramoleculares. 
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 LIGAÇÕES IÔNICAS
As ligações iônicas são formadas pela atração eletrostática entre íons de cargas opostas. Neste tipo de ligação um elemento de baixa energia de ionização (possui grande tendência a perder elétron), neste caso, os metais, se ligam a elementos com alta afinidade eletrônica (possui uma grande tendência em ganhar elétron), neste caso, os não metais, formando os compostos iônicos. 
Em resumo, metais tendem a formar cátions (+) e perder elétrons e os não metais tendem a formar ânion (-) e ganhar elétrons 
Existem duas maneiras de representar um composto iônico:
Fórmula unitária ou mínima
Fórmula de Lewis ou eletrônica
A Fórmula unitária ou mínima representa a menor proporção entre cátions e ânions que compõem o retículo cristalino, sendo que, a carga total do composto deve ser nula e para que isso ocorra é necessário que o número de elétrons cedidos por um átomo seja igual ao número de elétrons recebidos pelo outro átomo. 
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A Fórmula de Lewis ou eletrônica apresenta o símbolo do elemento, chamado de tronco ou cerne, que representa o núcleo e todos os elétrons que não fazem parte da camada de valência, circundado por pontos (•) ou xises (x), que representam os elétrons da camada de valência, chamados de elétrons de valência. 
Estes elétrons de valência geralmente são representados em pares que são posicionados em volta do cerne 
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