Química geral

1. Química 1
Química Geral 1

3. Pré-Vestibular
Teoria e Exercícios Propostos

5. índice.química 1
Capítulo 01. Modelos Atômicos
1. Introdução à química ............................................................................................ 9
2. Modelo Atômico de Dalton ..................................................................................... 9
3. Modelo Atômico de Thomson ................................................................................. 9
4. Modelo Atômico de Rutherford ............................................................................... 9
5. Modelo Atômico Clássico ..................................................................................... 10
6. Conceitos Fundamentais ...................................................................................... 10
6.1. Número Atômico ...................................................................................................... 10
6.2. Número de Massa .................................................................................................... 11
6.3. Elemento Químico .................................................................................................... 11
6.4. Isótopos, Isóbaros e Isótonos .................................................................................. 11
7. Modelo Atômico de Rutherford-Bohr ...................................................................... 12
8. Modelo Atômico Atual ......................................................................................... 12
8.1. Números Quânticos .................................................................................................. 13
8.2. Distribuição Eletrônica ............................................................................................... 13
8.3. Distribuição Eletrônica em Átomos Neutros ............................................................... 14
8.4. Distribuição Eletrônica de íons ................................................................................... 15
Capítulo 02. Tabela Periódica
1. Introdução ......................................................................................................... 16
2. Tabela Periódica Moderna ................................................................................... 18
3. Distribuição Eletrônica na Tabela Periódica ............................................................ 20
3.1. Períodos .................................................................................................................. 20
3.2. Famílias .................................................................................................................... 20
3.3. Distribuição Eletrônica .............................................................................................. 21
3.4. Elementos de Transição ............................................................................................ 22
3.5. Elementos de Transição Interna ............................................................................... 22
4. Propriedades ..................................................................................................... 22
4.1. Propriedades Aperiódicas .......................................................................................... 22
4.2. Propriedades Periódicas ............................................................................................ 22
Capítulo 03. Ligação Química
1. Introdução ......................................................................................................... 27
2. Teoria dos Octetos .............................................................................................. 27
3. Ligação Iônica ou Eletrovalente ............................................................................ 27
PV2D-06-QUI-11
3.1. Notação ou Fórmula de Lewis ................................................................................... 28
3.2. Estrutura Cristalina dos Compostos Iônicos ................................................................ 28
3.3. Características dos Compostos Iônicos ...................................................................... 28

6. índice.química 1
4. Ligação Covalente ............................................................................................... 28
4.1. Ligação Covalente Normal ......................................................................................... 29
4.2. Ligação Covalente Dativa ou Coordenada ................................................................. 30
4.3. Anomalias do Octeto ............................................................................................... 30
5. Ligação Metálica ................................................................................................. 30
5.1. Propriedade dos Metais ........................................................................................... 31
5.2. Estrutura dos Metais ................................................................................................. 31
6. Geometria Molecular ........................................................................................... 31
7. Polaridade de Ligações ........................................................................................ 33
7.1. Ligação Covalente Apolar (Não-Polar) ....................................................................... 33
7.2. Ligação Covalente Polar ........................................................................................... 33
8. Polaridade de Moléculas ...................................................................................... 34
8.1. Molécula Apolar ........................................................................................................ 34
8.2. Molécula Polar .......................................................................................................... 34
9. Forças Intermoleculares ...................................................................................... 34
9.1. Dipolo Instantâneo – Dipolo Induzido ou Forças de Dispersão de London .................. 34
9.2. Forças de Dipolo Permanente ou Dipolo-Dipolo ......................................................... 35
9.3. Ligações (Pontes) de Hidrogênio .............................................................................. 35
10. Pontos de Fusão e Ebulição das Substâncias Moleculares ...................................... 35
10.1. Estado Físico das Substâncias Moleculares ............................................................... 35
10.2. Solubilidade ........................................................................................................... 36
Capítulo 04. Funções Inorgânicas
1. Teoria de Arrhenius ............................................................................................ 37
1.1. Dissociação e Ionização ............................................................................................. 37
1.2. Grau de Ionização (ou de Dissociação Iônica) ............................................................ 38
2. Ácidos ............................................................................................................... 38
2.1. Introdução ............................................................................................................... 38
2.2. Definição Segundo Arrhenius .................................................................................... 38
2.3. Classificação dos Ácidos ............................................................................................ 38
2.4. Regra Prática para Determinação da Força de um Ácido ............................................ 39
2.5. Fórmula Estrutural .................................................................................................... 39
2.6. Formulação e Nomenclatura ..................................................................................... 40
2.7. Ionização dos Ácidos ................................................................................................. 42
2.8. Nomenclatura dos Ânions ......................................................................................... 42
3. Bases ................................................................................................................ 43
3.1. Definição segundo Arrhenius .................................................................................... 43
3.2. Classificação .............................................................................................................. 43
3.3. Indicadores Ácido-Base ............................................................................................. 43
3.4. Formulação .............................................................................................................. 43
3.5. Principais cátions ...................................................................................................... 44
3.6. Nomenclatura das bases ........................................................................................... 44

7. índice.química 1
4. Sais .................................................................................................................. 44
4.1. Definição segundo Arrhenius .................................................................................... 44
4.2. Reação de neutralização ........................................................................................... 44
4.3. Classificação e Nomenclatura dos sais ........................................................................ 45
4.4. Fórmula geral ........................................................................................................... 46
4.5. Tabela de ânions ...................................................................................................... 46
4.6. Fórmula e nome dos sais .......................................................................................... 47
4.7. Regras de solubilidade dos sais em água .................................................................... 47
5. Cotidiano de Ácidos, Bases e Sais ......................................................................... 47
5.1. Principais ácidos e seus usos ..................................................................................... 47
5.2. Principais bases e seus usos ...................................................................................... 48
5.3. Principais sais e seus usos ......................................................................................... 49
6. Óxidos .............................................................................................................. 49
6.1. Definição .................................................................................................................. 49
6.2. Fórmula Geral ........................................................................................................... 49
6.3. Nomenclatura dos Óxidos ......................................................................................... 49
6.4. Óxidos ácidos ou anidridos ........................................................................................ 50
6.5. Óxidos Básicos .......................................................................................................... 50
6.6. Óxidos Neutros ........................................................................................................ 51
6.7. Óxidos Anfóteros ...................................................................................................... 51
6.8. Óxidos Duplos, Mistos ou Salinos ............................................................................... 51
6.9. Peróxidos ................................................................................................................. 51
7. Cotidiano dos Óxidos ........................................................................................... 51
Capítulo 05. Reações Químicas
1. Introdução ........................................................................................................ 53
2. Classificação ...................................................................................................... 53
2.1. Reações de Síntese ou Adição .................................................................................. 53
2.2. Reações de Análise ou Decomposição ....................................................................... 53
2.3. Reações de Deslocamento ou Simples Troca ............................................................. 53
2.4. Reações de Dupla Troca ........................................................................................... 53
3. Ocorrência das Reações ...................................................................................... 53
3.1 Reações de Deslocamento ou Simples Troca .............................................................. 54
3.2. Dupla Troca .............................................................................................................. 55
Exercícios Propostos .................................................................................................................................. 57
PV2D-06-QUI-11

9. .01 Química Geral 1
Capítulo 01. Modelos Atômicos
1. Introdução à química 3. “Átomos de elementos diferentes apre-
sentam massa e propriedades diferentes”.
As origens da Química são muito antigas. 4. “Átomos são permanentes e indivisíveis
O homem pré-histórico provavelmente e não podem ser criados, nem destruídos”.
maravilhou-se quando, pela primeira vez,
5. “As reações químicas comuns não pas-
conseguiu produzir o fogo. Aprendeu a cozer
sam de uma reorganização dos átomos”.
alimentos, usar argila para produzir vasos e
potes, e talvez tenha descoberto acidental- 6. “Os compostos são formados pela com-
mente que algumas pedras azuis (minério de binação de átomos de elementos diferentes
cobre), quando aquecidas ao fogo, produziam em proporções fixas”.
cobre metálico, e que este, quando aquecido As idéias de Dalton permitiram, na época,
junto com estanho, produzia o bronze. explicar com sucesso por que a massa é con-
Portanto, o homem passou pelas “idades” servada durante uma reação química (Lei de
da pedra, do bronze e do ferro, sempre apren- Lavoisier) e também a lei da composição de-
dendo a produzir novos materiais. finida (Lei de Proust).
Por volta do ano 400 a.C., surgem os pri-
meiros conceitos teóricos da Química. 3. Modelo Atômico de
Demócrito e Leucipo, filósofos gregos, afir-
mavam que toda matéria era constituída por Thomson
minúsculas partículas, às quais deram o nome Em 1897, J.J. Thomson, baseando-se em
de átomos. Essa idéia foi rejeitada por Platão e alguns experimentos, propôs um novo mo-
Aristóteles, que tinham muito maior influên- delo atômico.
cia na época. Segundo Thomson, o átomo seria um
Apenas em 1650 d.C. o conceito de átomo aglomerado composto de uma parte de partículas
foi novamente proposto pelo filósofo francês positivas pesadas (prótons) e de partículas ne-
Pierre Cassendi. gativas (elétrons), mais leves. Este modelo fi-
Em 1808, John Dalton, baseando-se em vári- cou conhecido como “pudim de passas”.
as observações experimentais sobre gases e rea-
ções químicas, forneceu a primeira idéia científi- 4. Modelo Atômico de
ca do átomo, chamada de “Teoria Atômica”.
Rutherford
2. Modelo Atômico de Dalton Em 1911, Ernest Rutherford, estudando a
John Dalton, professor inglês, propôs, ba- trajetória de partículas α (partículas positi-
seado em suas experiências, uma explicação vas) emitidas pelo elemento radioativo
da natureza da matéria. Os principais pos- polônio, bombardeou uma lâmina fina de
tulados da teoria de Dalton são: ouro. Ele observou que a maioria das partí-
1. “Toda matéria é composta por minús- culas α atravessavam a lâmina de ouro sem
culas partículas chamadas átomos”. sofrer desvio em sua trajetória; que algumas
2. “Os átomos de um determinado elemen- das partículas sofriam desvio em sua traje-
tória; outras, em número muito pequeno, ba-
to são idênticos em massa e apresentam as
tiam na lâmina e voltavam.
mesmas propriedades químicas”.
Capítulo 01. Modelos Atômicos PV2D-06-QUI-11 9

10. Química Geral 1
Adotando-se como padrão a massa do
próton, observou-se que sua massa era prati-
camente igual à massa do nêutron e 1836 vezes
mais pesada que o elétron, concluindo-se que:
1 1 ≈ 1 2 → 1 1 = 1234 1 3 1
Prótons, nêutrons e elétrons são denomina-
dos partículas elementares ou fundamentais.
Algumas características físicas das partí-
Rutherford concluiu que a lâmina de ouro culas atômicas fundamentais:
não era constituída de átomos maciços e pro-
pôs que um átomo seria constituído de um nú-
cleo muito pequeno carregado positivamente
(no centro do átomo) e muito denso, rodeado
por uma região comparativamente grande
onde estariam os elétrons em movimentos
orbitais. Essa região foi chamada de eletrosfera.
Segundo o modelo de Rutherford, o tama-
nho do átomo seria de 10 000 e 100 000 vezes
maior que seu núcleo.
6. Conceitos Fundamentais
Observemos que Rutherford teve que ad- 6.1. Número Atômico
mitir os elétrons orbitando ao redor do nú-
cleo, porque, sendo eles negativos, se estives-
sem parados, acabariam indo de encontro ao Número atômico (Z) é o número de
núcleo, que é positivo. prótons do núcleo de um átomo. É o nú-
mero que identifica o átomo.
5. Modelo Atômico Clássico
A representação do número atômico dos
As partículas positivas do núcleo foram
átomos é:
chamadas de prótons.
Em 1932, Chadwick isolou o nêutron, cuja
ZE
existência já era prevista por Rutherford.
Portanto, o modelo atômico clássico é cons-
tituído de um núcleo, onde se encontram os Num átomo neutro, cuja carga elétrica
prótons e nêutrons, e de uma eletrosfera, onde total é zero, o número de prótons é igual ao
estão os elétrons orbitando em torno do núcleo. número de elétrons. O número de elétrons,
nesse caso, pode ser considerado igual ao
número atômico.
123456
1789
6

11. 7
2
86

12. Exemplo
3 O átomo de magnésio (Mg) tem número
45
86

13. 58 454
86

14. 5
− atômico 12 (Z = 12).
Significado: no núcleo do átomo de Mg
existem 12 prótons. No átomo neutro de Mg
Modelo atômico clássico
existem 12 prótons e 12 elétrons.
10 PV2D-06-QUI-11 Capítulo 01. Modelos Atômicos

15. Química Geral 1
Representação Exemplo
12Mg
13456789

16. 33
597

17. ⎯ ⎯⎯⎯→ 12 13456789

18. 33
597

19. 34
12 12 2
3345297

20. ⎯
1
− −
2
33
5297

21. 4 4
7
6.2. Número de Massa 56787
9

22. 77

23. 7
67
Se um átomo perde elétrons, ele se torna
Número de massa (A) é a soma do um íon positivo, chamado cátion.
número de prótons (Z) e do número de
nêutrons (N) existentes no núcleo de um Exemplo
átomo.
123456789
123456789
1 3

24. 24
869
⎯

25. 9
1
→ 567 3

26. 24
869
2 1+ 2
−
34
⎯⎯⎯
A=Z+N
12
567873234869
4
9

27. 765
7

28. 765
7 324869
4
Representação
6.4. Isótopos, Isóbaros e Isótonos
2 1 ou 1 2
1 1
Exemplo Isótopos: são átomos que apresentam
Um átomo neutro tem 19 prótons e 21 nêu- o mesmo número atômico (Z) e diferentes
trons, portanto: números de massa (A).
Z = 19 N = 21
A = Z + N = 19 + 21 = 40 Os isótopos são átomos de um mesmo ele-
mento químico (mesmo Z), e que apresentam
Representação
diferentes números de nêutrons, resultando
40 34
assim diferentes números de massa.
19E ou 12 1
Exemplo
1 2 3
11 11 11
6.3. Elemento Químico
234567 89
5367 53

29. 567
Elemento químico é o conjunto de áto-
35 34
mos que apresentam o mesmo número 14
14
atômico (Z) (mesma identidade química). 737 737
Observações Isóbaros: são átomos que apresentam
diferentes números atômicos (Z) e mes-
Como vimos anteriormente, um átomo é
mo número de massa (A).
eletricamente neutro quando o número de
prótons é igual ao número de elétrons, porém
um átomo pode perder ou ganhar elétrons na Exemplo
eletrosfera, sem sofrer alteração no seu núcleo, K40 e 20Ca40
19
originando partículas carregadas positiva ou C14 e 7N14
negativamente, denominadas íons. 6
Se um átomo ganha elétrons, ele se torna
um íon negativo, chamado ânion.
Capítulo 01. Modelos Atômicos PV2D-06-QUI-11 11

30. Química Geral 1
5. Ao voltar ao nível mais interno, o elé-
Isótonos: são átomos que apresentam
tron emite um quantum de energia, na forma
diferentes números atômicos (Z), diferen-
de luz de cor bem definida ou outra radiação
tes números de massa, e o mesmo núme-
eletromagnética (fóton).
ro de nêutrons (N).
Exemplos
12
Mg26 e 14
Si28
N=A–Z
N = 26 – 12 = 14 N = 28 – 14 = 14
Cl37
17
e Ca40
20
N = 37 – 17 = 20 N = 40 – 20 = 20 6. Cada órbita é denominada de estado
estacionário e pode ser designada por letras
7. Modelo Atômico de K, L, M, N, O, P, Q. As camadas podem apre-
sentar:
Rutherford-Bohr K = 2 elétrons
Bohr, baseando-se nos estudos feitos em L = 8 elétrons
relação ao espectro do átomo de hidrogênio e M = 18 elétrons
na teoria proposta em 1900 por Planck (Teo-
N = 32 elétrons
ria Quântica), segundo a qual a energia não é
emitida em forma contínua, mas em ”blocos”, O = 32 elétrons
denominados quanta de energia, propôs os se- P = 18 elétrons
guintes postulados: Q = 2 elétrons
1. Os elétrons nos átomos descrevem sem-
pre órbitas circulares ao redor do núcleo, cha- 7. Cada nível de energia é caracterizado
madas de camadas ou níveis de energia. por um número quântico (n), que pode assu-
2. Cada um desses níveis possui um valor mir valores inteiros: 1, 2, 3, etc.
determinado de energia (estados estacionários).
3. Os elétrons só podem ocupar os níveis
que tenham uma determinada quantidade de
energia.
4. Os elétrons podem saltar de um nível
para outro mais externo, desde que absor-
vam uma quantidade bem definida de ener-
gia (quantum de energia).
8. Modelo Atômico Atual
A teoria de Bohr explicava muito bem o
que ocorria com o átomo de hidrogênio, mas
apresentou-se inadequada para esclarecer os
espectros atômicos de outros átomos com
dois ou mais elétrons.
12 PV2D-06-QUI-11 Capítulo 01. Modelos Atômicos

31. Química Geral 1
Até 1900 tinha-se a idéia de que a luz pos- 8.1. Números Quânticos
suía caráter de onda. A partir dos trabalhos Schrödinger propôs que cada elétron em
realizados por Planck e Einstein, este último um átomo tem um conjunto de quatro núme-
propôs que a luz seria formada por partícu- ros quânticos que determinam sua energia e
las-onda, ou seja, segundo a mecânica o formato da sua nuvem eletrônica, dos quais
quântica, as ondas eletromagnéticas podem discutiremos dois:
mostrar algumas das propriedades caracte-
rísticas de partículas e vice-versa. A nature- I. Número Quântico Principal (n)
za dualística onda-partícula passou a ser acei- O número quântico principal está associ-
ta universalmente. ado à energia de um elétron e indica em qual
Em 1924, Louis de Broglie sugeriu que os elé- nível de energia está o elétron. Quando n au-
trons, até então considerados partículas típicas, menta, a energia do elétron aumenta e, na
possuiriam propriedades semelhantes às ondas. média, ele se afasta do núcleo. O número
quântico principal (n) assume valores intei-
A todo elétron em movimento está as- ros, começando por 1.
sociada uma onda característica (Princí- n = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, ...
pio da Dualidade).
K L M N O P Q
Ora, se um elétron se comporta como onda,
como é possível especificar a posição de uma II. Número Quântico Secundário (l)
onda em um dado instante? Podemos deter- Cada nível energético é constituído de um
minar seu comprimento de onda, sua ener- ou mais subníveis, os quais são representados
gia, e mesmo a sua amplitude, porém não há pelo número quântico secundário, que está as-
possibilidade de dizer exatamente onde está sociado ao formato geral da nuvem eletrônica.
o elétron. Como os números quânticos n e 1 estão
Além disso, considerando-se o elétron relacionados, os valores do número quântico
uma partícula, esta é tão pequena que, se ten- 1 serão números inteiros começando por 0
tássemos determinar sua posição e velocida- (zero) e indo até um máximo de (n – 1).
de num determinado instante, os próprios 1 = 0, 1, 2, ...(n – 1)
instrumentos de medição iriam alterar essas Para os átomos conhecidos, teremos:
determinações. Assim, Heisenberg enunciou
1 =0, 1, 2, 3
o chamado Princípio da Incerteza:
s, p, d, f(tipo de subnível)
Não é possível determinar a posição e O número máximo de elétrons em cada
a velocidade de um elétron, simultanea- subnível é:
mente, num mesmo instante.
Em 1926, Erwin Schrödinger, devido à im-
possibilidade de calcular a posição exata de
um elétron na eletrosfera, desenvolveu uma
equação de ondas (equação muito complexa,
envolvendo cálculo avançado, e não tentare-
mos desenvolvê-la aqui), que permitia deter- 8.2. Distribuição Eletrônica
minar a probabilidade de encontrarmos o A distribuição (configuração) eletrônica
elétron numa dada região do espaço. nos descreve o arranjo dos elétrons em um
átomo , fornecendo o número de elétrons em
Assim, temos que a região do espaço onde
cada nível principal e subnível. Os elétrons
é máxima a probabilidade de encontrarmos
preenchem os subníveis em ordem crescente
o elétron é chamada de orbital.
Capítulo 01. Modelos Atômicos PV2D-06-QUI-11 13

32. Química Geral 1
de energia. Um subnível deve estar totalmen-
te preenchido para depois iniciarmos o pre-
enchimento do subnível seguinte.
O cientista Linus Pauling formulou um
diagrama que possibilita distribuir os elé-
trons em ordem crescente de energia dos ní-
veis e subníveis.
Diagrama de Pauling
O sentido das flechas indica os subníveis e níveis
em ordem crescente de energia.
Exemplo
1
H – 1s1
2
He – 1s2
3
Li – 1s2 2s1
4
Be – 1s2 2s2
5
B – 1s2 2s2 2p1
11
Na – 1s2 2s2 2p6 3s1
O sentido das flechas indica os subníveis K – 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1
19
e níveis em ordem crescente de energia. Fe – 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6
26
8.3. Distribuição Eletrônica em
A distribuição eletrônica pode ser repre-
Átomos Neutros
sentada em ordem crescente de energia ou
Para fazermos a distribuição eletrônica de
por camadas. Por exemplo:
um átomo neutro, devemos conhecer o seu
número atômico (Z) e, conseqüentemente, seu
número de elétrons e distribuí-los em ordem
crescente de energia dos subníveis, segundo
o diagrama de Pauling.
14 PV2D-06-QUI-11 Capítulo 01. Modelos Atômicos

33. Química Geral 1
8.4. Distribuição Eletrônica de íons Para a distribuição do íon Fe3+, é neces-
A distribuição eletrônica de íons é seme- sária a retirada de um elétron do subnível d.
lhante à dos átomos neutros. Lembrando que
um íon é formado a partir da perda ou ganho Fe3+: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5
26
de elétrons que ocorre com um átomo e que
os elétrons serão retirados ou recebidos sem-
pre da última camada eletrônica (mais ex- 17
Cl: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
terna), chamada camada de valência, e não
do subnível mais energético, teremos, por
1 ganha 1e na camada de valência
exemplo, as seguintes distribuições:
–
17
Cl : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
Na: 1s2 2s2 2p6 3s1
11
1 perde 1e da camada de valência
Na+: 1s2 2s2 2p6
11
Fe: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6
26
1 perde 2e da camada de valência
Fe2+: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6
26
Capítulo 01. Modelos Atômicos PV2D-06-QUI-11 15

34. Química Geral 1
Capítulo 02. Tabela Periódica
1. Introdução varam que, quando várias propriedades eram
representadas graficamente em função da
No início dos anos de 1800, os cientistas já massa atômica, obtinha-se, para cada caso,
conheciam um número considerável de ele- uma curva periódica.
mentos, inclusive algumas de suas proprie- O trabalho realizado por Mendeleev foi
dades químicas e físicas. Surgiu, então, a ne- tão profundo e minucioso que acabou sendo
cessidade de se organizar os elementos em utilizado como base da tabela periódica mo-
uma tabela, de modo a se ter grupos de ele- derna, chegando a prever a existência de ele-
mentos que apresentassem propriedades quí- mentos ainda não conhecidos na época, como
micas semelhantes. o gálio (chamado por ele de Eka-alumínio) e o
Vários trabalhos foram produzidos nes- germânio (Eka-silício), prevendo suas propri-
se sentido, mas dois deles, realizados inde- edades com grande precisão.
pendentemente, tiveram valor fundamental
no desenvolvimento do conceito de periodi- Para estimar a massa atômica do germânio,
cidade química para construir a tabela peri- ele tomou a média das massas do Si (massa
ódica dos elementos. Foram os trabalhos atômica = 28) e Sn (massa atômica = 118).
efetuados por Lothar Meyer (alemão) e Dmitri
Ivanovich Mendeleev (russo). 34 + 554
massa atômica 12 = = 67
3
Ambos listaram os elementos em ordem
crescente de suas massas atômicas e obser-
16 PV2D-06-QUI-11 Capítulo 02. Tabela Periódica

35. Química Geral 1
Comparando a tabela formulada por partir do estudo dos espectros de emissão de
Mendeleev e a tabela periódica atual, encon- vários elementos, determinou o número de
tramos três situações nas quais os elementos prótons de cada elemento químico.
se encontram fora da seqüência crescente em Com a determinação do número de
relação à massa atômica: prótons (número atômico Z) de cada elemen-
O argônio (39,948) antecede o potássio to, ele pôde comprovar que as propriedades
(39,098); o cobalto (58,933) antecede o níquel periódicas eram em função do número atô-
(58,693); e o telúrio (127,60) antecede o iodo (126,90). mico crescente e não da massa atômica, como
Estas anomalias foram resolvidas, em tinha sido estabelecido por Mendeleev.
1914, por um inglês, H. G. J. Moseley, que, a
Capítulo 02. Tabela Periódica PV2D-06-QUI-11 17

36. Química Geral 1
A Lei Periódica é estabelecida nestes Isso significa que, quando os elementos são
termos: ordenados em ordem crescente de números
“As propriedades dos elementos químicos são uma atômicos, observa-se uma repetição periódi-
função periódica do número atômico”. ca de suas propriedades.
2. Tabela Periódica Moderna
Os elementos encontram-se dispostos em
ordem crescente de número atômico e suas
posições são estabelecidas através de suas
distribuições eletrônicas.
A tabela periódica atual é formada por:
a) sete linhas horizontais, chamadas de
períodos. Cada período, exceto o primeiro, co-
meça com um metal alcalino e termina, exceto
o último, que ainda se encontra-se incomple-
to, com um gás nobre .
A estrutura da tabela periódica fica as-
Observação – No 6º período, incluir a sé-
sim, representada:
rie dos lantanídios e no 7º período a série
dos actnídios, que estão indicados abaixo
da tabela.
18 PV2D-06-QUI-11 Capítulo 02. Tabela Periódica

37. Química Geral 1
b) As 18 colunas verticais são denomina- Os elementos artificiais são classificados em:
das de grupos ou famílias. Os elementos que – cisurânicos: apresentam número atômi-
pertencem a uma mesma família apresentam co abaixo do urânio (Z = 92). Apenas dois:
propriedades semelhantes.
o tecnécio (Z = 43) e o promécio (Z = 61).
As famílias são designadas pelas letras A
– transurânicos: apresentam número atô-
e B e denominadas de subgrupo; o grupo é
mico acima do urânio (Z = 92). O urânio é o
indicado por algarismo romano de I a VIII.
último elemento natural, portanto todos os
Por exemplo, o Sc pertence ao grupo III,
elementos com número atômico acima do
subgrupo B, ou simplesmente IIIB, enquanto
urânio são artificiais.
o Boro pertence ao grupo III, subgrupo A, ou
simplesmente IIIA. Recentemente, a d) Os elementos, na tabela periódica,
American Chemical Society recomendou a também podem ser classificados como:
substituição dos algarismos romanos por – metais: correspondem a 80% dos elemen-
números de 1 a 18, para indicar as famílias tos conhecidos. São bons condutores de calor
da tabela periódica. e eletricidade e sua condutividade elétrica di-
Por exemplo: o magnésio pertence a famí- minui com o aumento da temperatura; são
lia IIA ou 2; o carbono, à família IVA ou 14. dúcteis e maleáveis; sólidos à temperatura
ambiente, com exceção do mercúrio que é lí-
Algumas famílias recebem denominações
quido.
especiais:
– não-metais (ametais): com poucas exce-
IA ou 1 = metais alcalinos
ções, esse elementos não conduzem corrente
IIA ou 2 = metais alcalino-terrosos elétrica ou calor (são isolantes). Encontram-
VIA ou 16 = calcogênios se nos estados físicos sólido, líquido e gasoso,
VIIA ou 17 = halogênios em condições ambientes.
VIIIA ou 18 = gases nobres – semimetais ou metalóides: possuem pro-
priedades intermediárias entre as de um
Observação – O hidrogênio não pertence metal e um não-metal. Sua condutividade elé-
à família dos metais alcalinos, e não se en- trica é pequena e tende a aumentar com a ele-
caixa em nenhum outro grupo, pois apre- vação da temperatura. São seis os elementos
senta propriedades diferentes de todos os considerados semimetais: boro (B) sílico (Si),
demais elementos químicos. germânio (Ge), arsênio (As), antimônio (Sb) e
telúrio (Te).
c) Elementos naturais: são encontrados
na natureza. Observação – O Polônio (Po) é um elemen-
Elementos artificiais: são produzidos em to cuja condutividade elétrica é típica de
laboratórios. um metal, ou seja, diminui com o aumen-
to da temperatura.
Capítulo 02. Tabela Periódica PV2D-06-QUI-11 19

38. Química Geral 1
Resumindo podemos indicar:
3. Distribuição Eletrônica na – elementos do 7º período possuem 7 ní-
veis de energia ocupados por elétrons.
Tabela Periódica Exemplo
1 1
1
3.1. Períodos Na 14 24 1 26 2 34 3
11 12 4
3 3
Os elementos que pertencem ao mesmo 5 7 8
período apresentam o mesmo número de ca- O Na se encontra no 3º período, pois pos-
madas eletrônicas. Portanto, todos os elemen- sui 3 níveis ocupados por e–, e número quântico
tos de um dado período têm em comum a ca- principal, n = 3, para a camada de valência.
mada de valência, e o número quântico prin-
cipal desta camada é igual ao número do pe- 3.2. Famílias
ríodo. Os elementos pertencentes a uma mesma
Assim: família apresentam propriedades químicas se-
– elementos do 1º período possuem 1 ní- melhantes, pelo fato de possuírem o mesmo
vel de energia ocupado por elétrons. número de elétrons na camada de valência.
– elementos do 2º período possuem 2 ní- Exemplos
veis de energia ocupados por elétrons. Para a família A, o número da família, em
1 algarismo romano, indica o número de elé-
trons na camada de valência.
20 PV2D-06-QUI-11 Capítulo 02. Tabela Periódica

39. Química Geral 1
Por exemplo: IA = 1e na camada de elétrons de valência. Por exemplo:
valência.
Família 13 = 13 – 10 = 3 e na camada de
IIA = 2 e na camada de valência valência.
A exceção fica com 2He = 1s2, que pertence
à família VIIIA. 3.3. Distribuição Eletrônica
Os elementos de uma mesma família apre-
Também pode ser utilizada a numeração
sentam diferentes graus de semelhança em
das famílias 1, 2 e de 13 a 18, onde a encon-
suas propriedades químicas. Na família A, a
tramos:
variação de tais propriedades é mais regular,
Família 1 = 1 e na camada de valência. o que confere a esses elementos o nome de
representativos. Neles, o elétron mais
Família 2 = 2 e na camada de valência.
energético encontra-se num subnível s (IA e
A partir da família 13, subtrair 10 do nú- IIA) ou p (IIIA a VIIIA).
mero do grupo para encontrar o número de
Obs. – O Hélio possui número atômico
z = 2, portanto encontramos:
15 = 3 ⇒ 3 62789
9
3
1
2
1 12 = 34 25

42. 2

43. 5

44. 4
362725
2

45. 8

46. 93
4
– O elétron de maior energia encontra-se
na camada de valência, para os elementos re-
presentativos. Portanto, podemos fazer a se-
guinte relação:
Capítulo 02. Tabela Periódica PV2D-06-QUI-11 21

47. Química Geral 1
3.4. Elementos de Transição O subnível f, de maior energia, encontra-
Os elementos de transição, no centro da ta- se na antepenúltima camada e apresenta 2
bela periódica (IIIB até IIB, ou 3 a 12) possuem elétrons na camada de valência. A represen-
como subnível de maior energia o subnível d, tação do preenchimento eletrônico para os
que se encontra na penúltima camada. Portan- elementos de transição interna fica:
to, os metais de transição preenchem subníveis ns2 (n – 2) f
nos quais o número quântico principal é uma
unidade menor que o número do período. Afo-
ra algumas exceções, podemos considerar que
1
1 2 34 ⇒ 567894
54

48. 1
1
95
2
os elementos de transição apresentam 2 elé- 3
Em que: 1 2 4 ⇒ 567894
54
1
95
trons na camada de valência e podem ser re- Exemplo
presentados da seguinte maneira:
ns2 (n – 1)d
Exemplificando, podemos dizer que o 21Sc
encontra-se no 4º período, cuja camada de
valência é 4s2, e possui subnível de maior
energia, 3d.
Para localizarmos o número da família, 4. Propriedades
utilizando a distribuição eletrônica, basta so-
mar o número de elétrons que se encontram 4.1. Propriedades Aperiódicas
no subnível de maior energia com o número São propriedades que têm seus valores só
de elétrons da camada de valência. aumentando ou só diminuindo quando coloca-
Por exemplo: das em função do número atômico crescente.
São poucas as propriedades aperiódicas
e, dentre elas, temos, por exemplo:
Obs. – Alguns metais de transição, não se- – a massa atômica, que aumenta com o
guem a distribuição eletrônica de Linus aumento do número atômico.
Pauling, dentre os quais destacamos:
Família 6 ou VIB
Crômio e Molibidênio
12 123 45 1 65 1 67 3 85 1 87 3 124
954 8
5
3 3
Deveria apresentar: 4s23d4
Família 11 ou IB
Cobre, Prata e Ouro
12 123 45 1 65 1 67 3 85 1 87 3 95423
1 8
4
3
45
Deveria apresentar: 4s23d9
3.5. Elementos de Transição Interna
São os elementos pertencentes à série dos
lantanídeos (6º período) e actnídeos (7º período)
e que apresentam subnível mais energético o 4.2. Propriedades Periódicas
subnível f. São considerados pertencentes à São aquelas que apresentam variação pe-
família IIIB ou 3 e estão indicados em linhas riódica na tabela, crescendo e decrescendo, à
fora e abaixo da tabela periódica. medida que o Z aumenta.
22 PV2D-06-QUI-11 Capítulo 02. Tabela Periódica

49. Química Geral 1
Esquema
I. Raio Atômico II. Raios Iônicos
É muito difícil medir o raio de um átomo
Raio de Cátion
isolado, pois a eletrosfera não apresenta um
Quando um átomo perde elétron, a
limite bem definido. Mas, quando átomos de
repulsão da nuvem eletrônica diminui, dimi-
um elemento empacotam-se em sólidos, são nuindo o seu tamanho. Inclusive pode ocor-
encontradas distâncias definidas de um nú- rer perda do último nível de energia e quanto
cleo ao outro. Portanto, vamos considerar o menor a quantidade de níveis, menor o raio.
raio atômico como sendo a metade da dis-
Portanto:
tância entre os núcleos de dois átomos vizi-
nhos. raio do átomo raio do cátion
1115

50. 9
8
3115798 1118
9
345 2 − 45 − 3 1 31287
9
45 8 2
32587 ⎯ ⎯⎯⎯→
11 2
+
33897

51. 11 11
3
46757879
4 3678797

52. 5
4
1s2 2s2 2p6 3s1 1s2 2s2 2p6
+
raio Na raio Na
Raio do Ânion
Quando um átomo ganha elétron, aumen-
Nas famílias (coluna vertical) os raios atô-
ta a repulsão da nuvem eletrônica, aumen-
micos aumentam de cima para baixo, pois,
tando o seu tamanho.
nesse sentido, aumenta o número de níveis
de energia dos átomos. raio do átomo raio do ânion
Por exemplo: um átomo do 1º período tem
apenas um nível de energia, portanto terá
18 prótons
310 elétrons
menor raio atômico que um átomo do 2º pe-
114

53. 8
7 3
32 níveis
ríodo (da mesma família) que tem dois níveis
de energia.
314687
34 2 ⎯
11 2 + 4 5 − 31
⎯ ⎯⎯ → O 2 −
3de energia
2
1
32476
356467689
3expansão do
3nível de
Nos períodos (linha horizontal), confor-
me caminhamos para a direita, aumenta o
4 3
número atômico (número de prótons) para 3energia
4
átomos de mesmo número de níveis de ener-
gia, portanto aumenta a atração do núcleo 1s2 2s2 2p4 1s2 2s2 2p6
pela eletrosfera, diminuindo o tamanho do
Íons Isoelétricos
átomo e conseqüentemente o raio. Íons isoelétricos são os que apresentam
Assim, o raio atômico cresce da direita igual número de elétrons e, portanto, o núme-
para a esquerda nos períodos. ro de níveis é o mesmo. Assim, quanto maior
Capítulo 02. Tabela Periódica PV2D-06-QUI-11 23

54. Química Geral 1
for o número atômico, maior será a atração do IV. Afinidade Eletrônica ou Eletroafinidade
núcleo pela eletrosfera e menor o raio. É a quantidade de energia liberada quan-
Exemplo do um átomo neutro, isolado no estado gaso-
2+ 1+ 1– so, recebe um elétron.
12Mg , 11Na , 9F
11256789

55. 555511156789

56. 55551456789

57. 2135
2135
2135
1 2 1 3 + 2 − → 1 2−1 3 + 2324567
3 −
3 3
− −
A eletroafinidade pode ser entendida como
a medida da intensidade com que o átomo
112 1+ 134 + 15 − captura o elétron.
Nas famílias e nos períodos, a eletroafinidade
III. Energia (ou Potencial) de Ionização
aumenta com a diminuição do raio atômico, pois,
É a energia necessária para retirar um elé-
quanto menor o raio, maior a atração exercida
tron de um átomo (ou íon) isolado no estado
pelo núcleo.
gasoso.
1 2 1 3 + 2324567 → 1 2+1 3 + 2 − Esquema
Quando retiramos um elétron de um áto-
mo eletricamente neutro (1ª energia de
ionização), gasta-se uma certa quantidade de
energia, a qual, geralmente, é expressa em elé-
trons-volt (eV). Se formos retirar um segundo
elétron (2ª energia de ionização), gasta-se uma
quantidade maior de energia, pois, à medida
que cada e- é retirado, o raio atômico diminui. V. Eletronegatividade
Exemplo É a capacidade que um átomo possui de
atrair para si o par de elétrons, compartilha-
+
12 123 + 34 445678 9
→ 12 123 + 9− do com outro átomo.
+ 5+
12 123 + 3 5 445

58. 7
9
→ 12 123 + 9− Nas famílias e nos períodos, a eletro-
5+ 6+
12 123 + 3 6 445
7 9
→ 12 123 + 9− negatividade cresce conforme o elemento
apresenta o menor raio atômico, com exce-
Nas famílias e nos períodos, a energia de ção dos gases nobres, pois a atração do nú-
ionização aumenta conforme diminui o raio cleo pela camada de valência será maior.
atômico, pois, quanto menor o tamanho do áto-
mo, maior a atração do núcleo pela eletrosfera Esquema
e, portanto, mais difícil retirar o elétron.
Esquema
24 PV2D-06-QUI-11 Capítulo 02. Tabela Periódica

59. Química Geral 1
VI. Volume Atômico VIII. Pontos de Fusão e de Ebulição
É o volume ocupado por 1 mol de átomos Os pontos de fusão e ebulição são, respec-
(6,0 · 1023 átomos) do elemento no estado sólido. tivamente, as temperaturas nas quais o ele-
Assim, o volume atômico depende, além mento passa do estado sólido para o líquido e
do volume dos átomos, do espaçamento que do estado líquido para o gasoso.
ocorre entre eles. Nas famílias, os pontos de fusão e de ebuli-
Nas famílias, o volume atômico aumenta ção aumentam de acordo com a densidade,
de acordo com o aumento do raio. pois, quanto mais denso e compacto o retículo
cristalino, mais difícil a separação dos átomos.
Nos períodos, o volume atômico aumenta
de acordo com o aumento do raio, mais ou Nas famílias dos metais alcalinos e dos
menos do centro da tabela para a esquerda; alcalino-terrosos, o crescimento é oposto ao
já do lado direito, a variação é oposta, isto é, das demais.
devido ao maior espaçamento que ocorre en- Nos períodos, os pontos de fusão e de ebu-
tre os átomos, principalmente nos metais. lição aumentam também com o aumento da
densidade.
Esquema
Esquema
VII. Densidade Absoluta
Densidade (d) de um elemento é a razão
entre sua massa (m) e seu volume (V).
2 IX. Eletropositividade ou Caráter Metálico
1= É a capacidade que um átomo possui de
3 doar elétrons.
Nas famílias, a densidade aumenta de Nas famílias e nos períodos, a eletroposi-
cima para baixo, pois, nesse sentido, a massa tividade aumenta conforme aumenta o raio
cresce mais que o volume. atômico, pois, quanto maior o raio, menor a
Nos períodos, a densidade aumenta das ex- atração do núcleo pela eletrosfera, mais fácil
tremidades para o centro, pois, quanto menor de doar elétrons.
o volume, maior a densidade, já que a variação
de massa nos períodos é muito pequena. Esquema
Esquema
Capítulo 02. Tabela Periódica PV2D-06-QUI-11 25

60. Química Geral 1
X. Reatividade Química Esquema
Um elemento é considerado muito reativo,
quando perde ou ganha elétrons com facili-
dade. Portanto, para os metais, a reatividade
aumenta à medida que diminui o potencial
de ionização; para os ametais, a reatividade
aumenta à medida que aumenta o potencial
de ionização.
26 PV2D-06-QUI-11 Capítulo 02. Tabela Periódica

61. Química Geral 1
Capítulo 03. Ligação Química
1. Introdução 3. Ligação Iônica ou
Verifica-se, na natureza, que a grande mai- Eletrovalente
oria dos elementos químicos encontra-se liga-
dos a outros, e que somente alguns (os gases É a ligação que se estabelece entre íons,
nobres) estão no estado atômico isolado. unidos por fortes forças eletrostáticas. Ocor-
re com transferência de elétrons do metal
Isso levou os cientistas a concluírem que para o ametal, formando cátions (íons positi-
os átomos de gases nobres possuem uma con- vos) e ânions (íons negativos), respectivamen-
figuração eletrônica que lhes assegura esta- te, ou do metal para o hidrogênio.
bilidade.
Exemplos
Os gases nobres apresentam 8 elétrons na
última camada eletrônica, com exceção do 1º) Ligação química entre um átomo de
hélio, que possui 2 elétrons, já que a camada sódio e um átomo de cloro, formando cloreto
K comporta no máximo 2 elétrons. de sódio.
Essa análise levou os cientistas Lewis e
Kossel a criarem a chamada Teoria ou Regra
do Octeto.
Configuração eletrônica dos átomos
de gases nobres
⇒ Na+ Cl– cloreto de sódio
Os íons Na+ e Cl– formados, respectiva-
mente, pela perda e ganho de elétrons (com a
finalidade de se estabilizarem) se atraem,
provocando uma união entre íons, daí o nome
ligação iônica.
2º) Ligação química entre um átomo de
magnésio e átomos de cloro.
2. Teoria dos Octetos
Os átomos ligam-se a fim de adquirirem
uma configuração mais estável, geralmente
com 8 elétrons na última camada.
Os átomos, ao se ligarem, fazem-no por
meio dos elétrons da última camada, poden-
do perder, ganhar ou compartilhar os elétrons
até atingirem a configuração estável. Como cada átomo de magnésio perde 2
Surgem, assim, as ligações químicas. elétrons e cada átomo de cloro só pode ga-
Capítulo 03. Ligação Química PV2D-06-QUI-11 27

62. Química Geral 1
nhar 1 elétron, serão necessários 2 átomos de pois não existe a partícula individualizada
cloro para receber os 2 elétrons cedidos pelo NaCl, já que íons positivos tendem a atrair para
átomo de magnésio. o seu redor íons negativos, e vice-versa.
Observação: o total de e– cedidos deve ser No sólido NaCl, cada Na+ tem seis íons
igual ao total de e– recebidos. Cl– ao seu redor, e vice-versa. Os íons, por-
tanto, dispõem-se de forma ordenada, for-
mando o chamado retículo cristalino.
3º) Ligação química entre alumínio e oxi-
gênio.
1 6623 23 6633 33 ⎯5678693 ⎯→ 45 2
−
4
3 3 4 3 1 6 2+
12 45617 7 8 7 8 ⎯⎯⎯
1
124 124
1 2 1 3 4
3
966617 666 27 28 6666666666 ⎯ ⎯⎯⎯ → 6669 4
1 123

63. 91 6 −
3 3 6 3−
5
1
3 4
1 4
⎯
4
5
⇒ 123 2 + 4 1 −
1 2
Cada átomo de alumínio perde 3 e– , cada
átomo de oxigênio ganha 2 e– e, então, para
que o total de e– perdidos seja igual ao total
de e– ganhos, 2 alumínios (perda de 6 e–) se
ligam a 3 oxigênios (ganho de 6 e–).
Os compostos iônicos (compostos que
apresentam ligação iônica) são eletricamen-
te neutros, ou seja, a soma total das cargas
3.3. Características dos Compostos
positivas é igual à soma total das cargas ne-
gativas. Iônicos
a) Estado físico: em condições ambientes, são
As ligações iônicas ocorrem, como regra
sólidos, cristalinos, duros e quebradiços. Apre-
geral, entre os elementos que tendem a per-
sentam elevados pontos de fusão e ebulição.
der elétrons e que possuem 1, 2 ou 3 elétrons
na última camada (metais) e os elementos que b) Condução de eletricidade: como sóli-
tendem a ganhar elétrons e que possuem 5, 6 dos, não conduzem eletricidade, pois os íons
ou 7 elétrons na última camada (ametais). encontram-se presos ao retículo cristalino.
Quando fundidos (estado líquido) tornam-se
3.1. Notação ou Fórmula de Lewis bons condutores, já que os íons ficam livres
Esta fórmula representa os elementos para se moverem.
através dos elétrons do último nível (elé- Em solução aquosa, também são bons con-
trons de valência), indicando-os por pontos dutores, pois a água separa os íons do retículo
ou cruzetas. cristalino.
Exemplo:
4. Ligação Covalente
3.2. Estrutura Cristalina dos A ligação covalente ocorre quando os áto-
Compostos Iônicos mos ligados possuem tendência de ganhar elé-
A fórmula NaCl é usada para representar o trons. Não há transferência de elétrons de um
cloreto de sódio e indica a proporção com que átomo para outro, e sim um compartilhamento
os íons participam do retículo cristalino (1 : 1), de elétrons entre eles.
28 PV2D-06-QUI-11 Capítulo 03. Ligação Química

64. Química Geral 1
A ligação covalente ocorre entre: 2º) HCl (fórmula molecular do cloreto de
– hidrogênio – hidrogênio hidrogênio)
– hidrogênio – não-metal
– não-metal – não-metal
1 4516
1
1 → 789
9

65. 717
1 −
Obs– Os semimetais também podem ser
incluídos.
1 7723 23 7733 33 → 89
9

66. 71
12 5 16
1
3
6
124 124
6 3 4 3 5 6
2 2
4.1. Ligação Covalente Normal
Ocorre entre dois átomos que comparti-
lham pares de elétrons. Os átomos partici-
pantes da ligação devem contribuir com um
elétron cada, para a formação de cada par
eletrônico.
Assim, na molécula de hidrogênio (H2),
cuja distribuição eletrônica é 3º) H2O (fórmula molecular da água)
1
1 1 − 23
1 1 3415
1
1 → 6789
8616

67. 1 −
1
falta um elétron para cada átomo de hi-
drogênio para ficar com a camada K comple- 2
4 15 1 6623 23 → 789
8626

68. 1
3
5
124
3 4 6
5
ta (dois elétrons).
Os dois átomos de hidrogênio se unem for-
mando um par eletrônico comum a eles
(compartilhamento). Desta forma, cada áto-
mo de hidrogênio adquire a estrutura do gás
nobre Hélio (He).
Quando o par compartilhado é represen- Quando encontramos um único par de elé-
tado por um traço (—), temos a chamada fór- trons compartilhado entre dois elementos, a
mula estrutural. ligação é denominada de simples.
H — H (fórmula estrutural)
H2 (fórmula molecular)
Procedendo da mesma forma, veremos
Para dois pares de elétrons compartilha-
mais alguns exemplos:
dos entre dois elementos, a ligação é denomi-
1º) Cl2 (fórmula molecular do gás cloro) nada de dupla.
1 3 3
94 3
12 456 17 88 27 23 88 37 33
3
12 4 12 4
3 3
96 →

69. 81 7
5 2
Finalmente, para três pares de elétrons
compartilhados entre dois elementos, a liga-
ção é denominada de tripla.
Capítulo 03. Ligação Química PV2D-06-QUI-11 29

70. Química Geral 1
4.2. Ligação Covalente Dativa ou • b) BF3
Coordenada
Na ligação covalente normal, o par de elé-
trons compartilhado é proveniente um de
cada átomo.
Mas, para explicar certas estruturas das
substâncias, foi necessário admitir a forma-
ção de pares de elétrons provenientes de um • c) NO
só átomo; assim, temos a chamada ligação
covalente dativa ou ligação coordenada.
• d) Ocorrem casos em que se verificam ca-
Exemplo
madas de valência expandidas, ou seja, apre-
SO2 (fórmula molecular do dióxido de en- sentam mais de oito elétrons, por exemplo:
xofre)
Observação – Convencionou-se represen-
tar a ligação dativa por uma seta orienta-
da do átomo que “cede” o par de e– para o
átomo que o “recebe”; porém, moderna-
mente, o uso da seta indicando a ligação
dativa tende a ser substituído por um tra-
ço de covalente normal.
5. Ligação Metálica
4.3. Anomalias do Octeto É a força que mantém unidos os átomos e
• a) BeF2 cátions dos metais.
Teoria do “mar de elétrons” ou teoria da
“nuvem eletrônica”
A principal característica dos metais é a
eletropositividade (tendência de doar elé-
trons), assim os elétrons da camada de
30 PV2D-06-QUI-11 Capítulo 03. Ligação Química

71. Química Geral 1
valência saem facilmente do átomo e ficam em igualdade de massa com qualquer outro
“passeando” pelo metal, o átomo que perde material, os metais ocupem menor volume.
elétrons se transforma num cátion, que, em III) Pontos de fusão e ebulição elevados: os
seguida, pode recapturar esses elétrons, vol- metais apresentam elevadas temperatu-
tando a ser átomo neutro. O metal seria um ras de fusão e ebulição, isto acontece por-
aglomerado de átomos neutros e cátions, que a ligação metálica é muito forte.
imersos num “mar de elétrons livres” que es-
IV)Condutividades térmica e elétrica eleva-
taria funcionando como ligação metálica, man-
tendo unidos os átomos e cátions de metais. das: os metais são bons condutores de ca-
lor e eletricidade pelo fato de possuírem
5.1. Propriedade dos Metais elétrons livres.
I) Brilho metálico: o brilho será tanto mais V) Resistência à tração: os metais resistem
intenso quanto mais polida for a superfí- às forças de alongamentos de suas super-
cie metálica, assim os metais refletem
fícies, o que ocorre também como conse-
muito bem a luz.
qüência da “força” da ligação metálica.
II) Densidade elevada: os metais são geral-
mente muito densos, isto resulta das estru- VI)Maleabilidade: a propriedade que permi-
turas compactas devido à grande intensi- te a obtenção de lâminas de metais.
dade da força de união entre átomos e VII) Ductibilidade: a propriedade que permite
cátions (ligação metálica), o que faz com que,
a obtenção de fios de metais.
5.2. Estrutura dos Metais
O agrupamento dos átomos dos metais dá origem ao reticulado cristalino.
Existem três tipos de reticulados cristalinos mais comuns dentre os metais. São eles:
6. Geometria Molecular
Teoria da Repulsão dos Pares Eletrônicos da Camada de Valência (Sidgwick, Powell e
Gillespie) permite prever a geometria de moléculas e íons poliatômicos. Nestas espécies, um
átomo central está rodeado por dois, três, quatro ou mais pares de elétrons (no Ensino Médio
somente estudaremos até 4 pares de e–).
Estes pares eletrônicos existentes ao redor do átomo central “orientam” a geometria da
molécula, prevendo ângulos entre as ligações e determinando a posição de outros átomos
(representados por seus núcleos) em relação ao átomo central.
Capítulo 03. Ligação Química PV2D-06-QUI-11 31

72. Química Geral 1
Exemplos
A teoria
1º) A molécula BeH2
Os pares eletrônicos que envolvem um áto-
mo central, por repulsão, se afastam ao → 2 pares = linear (orientação).
máximo uns dos outros. → os 3 núcleos ficam na
mesma linha = geometria linear.
Assim: 2º) A molécula BF3
– os pares eletrônicos existentes ao redor do
átomo central “orientam” a geometria da
molécula; → 3 pares = triangular (orientação).
– quem “determina” a geometria da molé-
cula é a posição dos núcleos dos átomos
que constituem a molécula.
Seqüência para Determinação da → os núcleos estão todos no mes-
Geometria Molecular
– Montar a fórmula eletrônica da substân- mo plano e são separados por ângulos de
cia contando os pares de e– ao redor do 120° = geometria triangular.
núcleo central. 3º) A molécula CH4
Considere:
a) ligações –, =, ≡ e →, como um único par
de e–;
b) o pares de e– ao redor do átomo central → 4 pares = tetraédrica (ori-
que não participam das ligações. entação).
Os pares eletrônicos se repelem ao máximo.
→ a figura geométrica formada
pelos núcleos de moléculas é um tetraedro
regular.
4º) A molécula NH3
→ 4 pares = tetraédrica (ori-
entação).
→ a figura geométrica formada
pelos núcleos da molécula é uma pirâmide =
geometria piramidal.
32 PV2D-06-QUI-11 Capítulo 03. Ligação Química

73. Química Geral 1
5º) A molécula H2O 7.2. Ligação Covalente Polar
É a ligação que ocorre quando os dois elé-
trons de ligação estão deslocados mais para
um dos átomos, ou seja, a densidade da nu-
→ 4 pares = tetraédrica (orientação). vem eletrônica é maior em torno do átomo
mais eletronegativo.
A eletronegatividade é a tendência do áto-
→ os três núcleos da molécula si- mo atrair o par eletrônico na ligação covalente.
tuam-se no plano, mas não na mesma linha = A fila de eletronegatividade para os principais
geometria angular. elementos pode ser representada:
A dupla ou tripla ligação é considerada nes-
ta teoria como ligação simples (1 par de e–).
Exemplos
6º) A molécula CO2 Exemplo
⇒ 2 pares =
linear.
7º) A molécula HCN
Como o cloro é mais eletronegativo que o
⇒ 2 pares = linear. hidrogênio, ele atrai para mais perto de si o
8º) A molécula SO3 par de elétrons compartilhado, originando a
formação de um dipolo.
O cloro, por ser mais eletronegativo, ad-
⇒ 3 pares = tri- quire uma carga parcial negativa (σ–) e o hi-
drogênio uma carga parcial positiva (σ+).
angular.
A formação do dipolo é representada por
1
7. Polaridade de Ligações um vetor mi ( µ ), chamado momento dipolar,
e orientado no sentido do átomo menos para
A polaridade mostra como os elétrons que o mais eletronegativo.
fazem a ligação covalente estão distribuídos
entre os dois átomos que se ligam. Outros exemplos
7.1. Ligação Covalente Apolar (Não-
Polar)
É a ligação que ocorre quando os dois elé-
trons de ligação estão igualmente comparti-
lhados pelos dois núcleos, ou seja, não há di-
ferença de eletronegatividade entre os dois
átomos que se ligam.
Portanto, ocorre sempre que dois átomos
idênticos se ligam.
Exemplos
Capítulo 03. Ligação Química PV2D-06-QUI-11 33

74. Química Geral 1
8. Polaridade de Moléculas Exemplos
A polaridade de uma molécula depende do
tipo de ligação (polar ou apolar) que ocorre
entre os átomos e da geometria da molécula.
8.1. Molécula Apolar
Ocorrerá quando:
a) todas as ligações entre os átomos forma-
dores da molécula forem apolares.
Exemplo
1−1
1
2345678 2 Molécula apolar
3
598
5 4
5

75. −

76. Obs. – Todo hidrocarboneto é molécula
apolar.
b) a soma total dos momentos dipolares for
1
1 2
igual a zero µ 12134 = 1 . 9. Forças Intermoleculares
Exemplos As forças intermoleculares são forças de
atração que ocorrem entre as moléculas
(intermoleculares), mantendo-as unidas, e são
bem mais fracas, quando comparadas às for-
ças intramoleculares (ligação iônica e covalen-
te), encontradas entre íons e átomos, que for-
mam a substância. Essas forças atuam princi-
palmente no estado sólido e líquido das subs-
tâncias e são denominadas de forças de Van
der Waals, em homenagem ao físico holandês
que, em 1873, fez a previsão da existência de
tais forças.
São três os tipos de forças intermoleculares
8.2. Molécula Polar que ocorrem entre as moléculas.
Ocorrerá quando tivermos ligações pola-
res e a soma total dos momentos dipolares 9.1. Dipolo Instantâneo – Dipolo
1 2
for diferente de zero µ 12134 ≠ 1 . Induzido ou Forças de Dispersão de
London
Esta força ocorre entre moléculas apolares
e é basicamente de natureza elétrica. Numa
molécula apolar como, por exemplo, H2, os
elétrons estão eqüidistantes dos núcleos, mas
34 PV2D-06-QUI-11 Capítulo 03. Ligação Química

77. Química Geral 1
num determinado instante, a nuvem eletrô- Exemplos
nica pode se aproximar mais em relação a
um dos núcleos, estabelecendo um dipolo ins-
tantâneo, o qual, por sua vez, induz as de-
mais moléculas a formar dipolos, originando
uma força de atração elétrica, de pequena in-
tensidade, entre elas.
As moléculas, unidas por essas forças, for-
mam, na fase sólida, os chamados cristais
moleculares, como, por exemplo, cristais de
gelo seco (CO2), ou cristais de iodo (I2), que por
estarem unidos por estas forças de pequena
intensidade passam facilmente da fase sólida
para a fase gasosa, sofrendo o que chamamos
de sublimação. 10. Pontos de Fusão e Ebuli-
9.2. Forças de Dipolo Permanente ou ção das Substâncias
Dipolo-Dipolo Moleculares
São forças de atração de natureza elétrica
que ocorrem entre as moléculas polares. 10.1. Estado Físico das Substâncias
As moléculas, por apresentarem um dipo- Moleculares
lo permanente, ou seja, um pólo de carga po- Quando uma substância molecular muda
sitiva e outro de carga negativa, atraem-se de estado físico, as moléculas tendem a se se-
mutuamente , de modo que o pólo positivo de parar umas das outras, rompendo assim a
uma molécula atrai o pólo negativo de outra força intermolecular. Quanto mais forte a for-
molécula e assim sucessivamente. ça intermolecular, mais unidas estarão as mo-
Exemplo léculas, mais difícil será separá-las, mais ca-
lor será necessário e, portanto, maiores serão
os pontos de fusão e ebulição da substância.
Basicamente dois fatores, massa molecular
e forças intermoleculares, influenciam as pro-
As forças de dipolo permanente são bem priedades físicas (PF e PE) das substâncias
mais intensas do que as forças de dipolo in- moleculares. Tanto o ponto de fusão como o
duzido. ponto de ebulição tendem a crescer com o au-
mento da massa molecular e das forças
9.3. Ligações (Pontes) de Hidrogênio intermoleculares.
São forças de atração de natureza elétrica a) Considerando-se moléculas de massa
que também ocorrem entre as moléculas po- molecular aproximadamente iguais, te-
lares (tipo dipolo permanente), sendo, porém, remos:
de maior intensidade.
Ocorrem quando um átomo de H ligado a
um átomo muito eletronegativo (F, O e N) de
uma molécula é atraído por um par de elé-
trons não compartilhados no átomo de F, O
ou N de outra molécula.
Capítulo 03. Ligação Química PV2D-06-QUI-11 35

78. Química Geral 1
Exemplo 10.2. Solubilidade
F2 HCl H2O Para que uma substância (soluto) se dis-
(PE ≅ – 188 °C) (PE ≅ – 83 °C) (PE = 100 °C) solva em outra substância (solvente) é neces-
sário que ocorra interação entre as molécu-
b) Considerando-se moléculas com mesmo las soluto-solvente. Por exemplo, soluto for-
tipo de força intermolecular, teremos: mado por moléculas apolares é facilmente
1234597 dissolvido em solvente apolar, pois as forças
1234561277261489
825
⇒ 4764
4769 de interação entre as moléculas do soluto e

79. 123456
2124
983469674 do solvente apresentam intensidades próxi-
Exemplos mas, o que facilita a interação entre elas. Soluto
apolar não é dissolvido em solvente formado
11 23 1 451 61 por moléculas que apresentam ligações de hi-
7789

80. 9

81. 9

82. 9

83. drogênio, pois entre as moléculas soluto-
89 − ° 2

84. 9 −
° 2

85. 9 ° 2

86. 9 ° 2

87. solvente não existe interação, e a tendência é
as moléculas do solvente ficarem agrupadas
c) Considerando-se moléculas com mesmo
formando uma fase de mistura.
tipo de força intermolecular e mesma
massa molecular, teremos: Portanto, podemos concluir que “seme-
lhante dissolve semelhante”, ou seja, subs-
84676 tâncias moleculares ou iônicas tendem a se
1234567839
7389

88. 9
33
⇒ 64567 dissolver em um solvente também polar, e
37
3937
349
3
296 substância molecular apolar tende a se dis-
solver em um solvente apolar.
Este caso é observado em cadeias carbônicas
(todas as famílias de compostos orgânicos) nas
quais o aumento de ramificações faz com que a
molécula apresente menor área superficial, en-
fraquecendo as forças intermoleculares.
Exemplo:
36 PV2D-06-QUI-11 Capítulo 03. Ligação Química