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Química
MARIA CÉLIA VALÉRIO CARDOSO
Química Inorgânica
Propriedades dos Materiais ................................... 3
Estrutura Atômica da Matéria ................................. 7
Tabela Periódica .................................................. 15
Ligações Químicas ............................................... 21
Funções Inorgânicas ............................................ 26
Reações Inorgânicas ............................................ 34
Mol - Gases - Estequiometria ............................... 39
Química Orgânica
Introdução à Química Orgânica............................. 44
Funções Orgânicas .............................................. 48
Anotações
MUDANÇAS DE ESTADO
1 - Fusão : Passagem do estado sólido para o estado líquido, com absorção de calor. Representa a temperatura na qual as fases líquida e sólida estão em equilíbrio. Obs. : Apesar de o efeito da pressão sobre o ponto de fusão ser muito pequeno, um aumento na pressão favorece a formação da fase mais densa. Durante o processo de fusão, a energia absorvida faz com que as forças de atração entre as moléculas (ou átomos, ou íons) no sólido diminuam.
2 - Vaporização : Passagem do estado líquido para o estado gasoso, com absorção de calor.
- Evaporação : Passagem espontânea do líquido para o gasoso.
- Ebulição : Passagem forçada, do líquido para o gasoso; ocorre formação de bolhas.
3 - Liquefação : Mudança de gás para líquido, com liberação de calor. Ex.: gás de botijão
- Condensação : Mudança de vapor para líquido, com liberação de calor. Ex.: orvalho. Gás - substância que no estado normal é gasosa. Vapor - Substância que foi transformada em gasosa.
4 - Solidificação ou Congelamento : Passagem do estado líquido para o estado sólido, com liberação de calor.
5 - Sublimação: Passagem direta de sólido para gasoso (processo endotérmico), e de gasoso para sólido (processo exotérmico).
PROPRIEDADES DOS MATERIAIS
- Propriedades organolépticas : São aquelas que impressionam os nossos sentidos. Ex .: Sabor, cor, cheiro, etc.
- Propriedades físicas : Permitem identificar um material e classificá-lo como substância pura ou substância impura. Ex .: fusão, ebulição, densidade e solubilidade. Fusão : Temperatura na qual um material passa de sólido para líquido. Ebulição : Temperatura na qual um material passa de líquido para gasoso. Densidade : É a razão entre a massa e o volume de um material. É expressa em g/L, g/mL ou g/cm 3
volume
massa d =
Solubilidade : É a quantidade máxima de soluto que consegue se dissolver em uma certa quantidade de solvente, em uma dada temperatura. Ex .: A 25°C consegue-se dissolver 36 g de sal (NaCl) em 100mL de H 2 O. Acima disto, ele precipita. Portanto, a solubilidade do sal em água é, a 25°C, igual a 36 g/100mL. Obs .: Estas quatro propriedades são denominadas critérios de pureza, pois uma substância pura apresenta temperatura de fusão, temperatura de ebulição, densidade e solubilidade bem definidas.
CLASSIFICAÇÃO DOS SISTEMAS
Sistemas homogêneos : São constituídos por uma ou mais substâncias e apresentam apenas uma fase. Ex .: água; água salgada e ar atmosférico Sistemas heterogêneos : São constituídos por uma ou mais substâncias e apresentam mais de uma fase. Ex : água sólida + água líquida; água + óleo
CLASSIFICAÇÃO DAS SUBSTÂNCIAS
Substâncias puras : São aquelas que possuem uma única substância com composição e propriedades bem definidas. Podem ser classificadas em simples ou compostas.
- Substâncias Simples : São formadas por apenas um elemento. Não podem ser decompostas. Ex .: H 2 , O 2 , O 3 , Fe, Cl 2.
- Substâncias compostas ou compostos : São formadas por dois ou mais elementos. Podem ser decompostas. Ex .: H 2 O, CO 2 , H 2 SO 4 , NH 3. Obs .: As substâncias não podem ser separadas por processos físicos (T.F., T.E., densidade e solubilidade). Durante a mudança de estado, sua temperatura permanece praticamente constante. Substâncias impuras ou misturas : São aquelas que possuem duas ou mais substâncias sem que elas mudem suas propriedades. São fisicamente misturadas. Ex .: água salgada, leite, madeira.
- Mistura homogênea ou solução - constituída de duas ou mais substâncias, formando apenas uma fase. Ex .: água salgada, ar, gasolina.
- Mistura heterogênea - constituída de duas ou mais substâncias, formando mais de uma fase. Ex .: leite, sangue, granito.
Importante:
T(°C)
Te
T (^) f s
s
g
g
ebulição
0 t 1 t 2 t 3 t 4 tempo
1 - Substância pura : Durante a mudança de estado, a temperatura permanece praticamente constante.
2 - Mistura : Durante a fusão e a ebulição, as tempe- raturas variam. - Fusão Tf a T’f Ebulição Te a T’e
T’ (^) e
T(°C)
Te
T (^) f s
s
g g
ebulição
t 1 t 2 t 3 t (^4)
T’ (^) f
0 tempo 3 - Mistura Eutética : São misturas cuja temperatura permanece constante (Tf) durante a fusão e varia (Te - T’e) durante a ebulição: Ex.: certas ligas metálicas.
4 - Mistura Azeotrópica : São misturas cuja temperatura permanece constante durante a ebulição (Te) e varia durante a fusão (Tf - T’f). Ex .: Álcool + água na proporção 96% + 4%, respectivamente. T(°C)
Te
T (^) f s
s
g g ebulição
t 1 t 2 t^3 t (^4)
T’e
fusão
0 tempo
T(°C)
Te
T (^) f (^) s
s
g g ebulição
t 1 t 2 t (^3)
T’ (^) f fusão
0 t^4 tempo
l
l
l
l l
l
l
l l
l
l
l
- Energia Potencial - é a energia que depende da posição do objeto, depende da massa e da distância.
- Calor - é a energia em trânsito, transferida de um objeto mais quente para um mais frio.
- Temperatura - mede a energia cinética média de suas partículas. Ex .: Calor transferido para um objeto aumenta a energia cinética média; as partículas movem-se mais rapidamente e aumenta a temperatura.
Curva de Aquecimento de uma substância pura
aumento daEnergia Cinética
Temperatura
(°C) aumento daEnergia Potencialaumento daEnergia Cinéticaaumento daEnergia Potencial
fusão
aumento daEnergia Cinética
ebulição
Tf
Te
t 1 t 2 t 3 t 4 tempo
s
g
s
g
Ep = mgh
Tf = Temperatura de fusão Te = Temperatura de ebulição 0 t 1 = tempo de aquecimento do sólido t 1 t 2 = tempo de duração da fusão t 2 t 3 = tempo de aquecimento do líquido t 3 t 4 = tempo de duração da ebulição t 4 = aquecimento do gasoso
- Durante a fusão e a ebulição, a tempe- ratura permanece constante, portanto a Energia Cinética Média não aumenta; mas ocorre absorção de calor, realiza trabalho para distanciar as moléculas umas das outras, conseqüentemente ocorre aumento da energia potencial.
ESTRUTURA ATÔMICA DA MATÉRIA
INTRODUÇÃO
A Teoria Atômica foi o ponto de partida da Química como ciência. A matéria é composta por partículas submicroscópicas denominadas ÁTOMOS. O átomo é a unidade fundamental de um elemento.
MODELOS ATÔMICOS
- Modelo de Dalton
Foi em 1808 que o inglês John Dalton desenvolveu várias das leis da Química, teoria sobre os átomos. 1 - Toda matéria é composta de partículas fundamentais, os átomos. 2 - Os átomos são permanentes e indivisíveis , não podem ser criados e nem destruídos. 3 - Todos os átomos de um determinado elemento apresentam as mesmas propriedades químicas. 4 - Átomos de elementos diferentes apresentam propriedades diferentes. 5 - As reações consistem em uma combinação, separação ou rearranjo de átomos. 6 - Compostos químicos são formados pela combinação de átomos de dois ou mais elementos, em uma razão fixa.
l
l
l
A teoria atômica explica duas das leis básicas da Química, que serão vistas na estequiometria. Representação do átomo segundo Dalton
Bola de Bilhar
- Modelo de Thomson
Foi através dos tubos de descargas de gás, tubos de Crookes, que o físico inglês J.J. Thomson mostrou que os átomos apresentam partículas carregadas negativamente, quebrando sua indivisibilidade. Devido às partículas que emergem do catódo em um tubo de Crookes sempre terem as mesmas propriedades, concluiu-se que estão presentes em todas as matérias e foram denominadas Elétrons. Para Thomson, o átomo era uma esfera com carga positiva e elétrons incrustados (neutralidade elétrica).
- Modelo de Rutherford
Começou com a descoberta da radioatividade, feita por Becquerel em 1896; substâncias radioativas, como o sal de urânio, são capazes de se desintegrar. Em 1911, depois de terem sido feitos vários estudos e de saber da existência de partículas radioativas alfa (a) positivas e partículas beta (b) negativas, Rutherford e seus auxiliares Geiger e Marsden, realizaram uma experiência, usando Polônio, um material radioativo, como mostra o desenho a seguir.
1 ª - Lei da Conservação da Massa 2 ª - Lei da Composição Definida
Representação do átomo segundo Thomson
Pudim de Passas
Incidência de partículas alfa sobre uma fina folha de ouro.
Experiência de Rutherford (1911)
CAIXA DE Pb; com Polônio
lâmina de ouro
lâmina de Pb com orifício
Anteparo coberto com sulfeto de Zinco (ZnS) partículas
a
(alfa)
- Resultado esperado por Rutherford (baseado no modelo de Thomson) - As partículas alfa atravessariam a lâmina de ouro tendo pequenos desvios. - Resultado obtido na experiência de Rutherford, Geiger e Marsden: - A maior parte das partículas atravessavam a lâmina de ouro sem se desviar. - Algumas partículas se desviavam (desvios acima de 90º). - Poucas partículas eram repelidas.
Modelo atômico atual - ou Modelo Orbital
Este modelo inclui vários cientistas. Dentre eles, podemos citar:
- Moseley - propõe ser o número de prótons do átomo o NÚMERO ATÔMICO.
- Sommerfeld - o átomo possui órbitas elípticas.
- De Broglie - natureza dual do elétron, isto é, considerá-lo partícula e onda.
- Heisenberg - Princípio da Incerteza é impossível determinar ao mesmo tempo a posição e a velocidade do elétron.
- Chadwick - descoberta do nêutron, partícula situada no núcleo, com carga zero e massa 1. O modelo atual considera o elétron situado em uma região em torno do núcleo denominada orbital, e não como propôs Bohr, girando em orbitas circulares. Orbital - lugar mais provável de se encontrar o elétron
CONCEITOS IMPORTANTES
1 - Átomos
São minúsculas partículas encontradas nas matérias. O átomo é formado por partículas sub-atômicas, sendo três de grande importância:
PARTÍCULAS CARGA MASSA (u) SÍMBOLO Sub-atômicas PRÓTONS + 1 p+ 1
NÊUTRONS neutra 1 n^01 ELÉTRONS - desprezível e- 0
Elemento Z P+ Ca 20 20 Na 11 11 C 6 6
1
região extra-nuclear Õ eletrosfera onde existe o orbital Õ (elétrons).
núcleo (prótons e nêutrons)
199 F
A = Nº de massa = 19 Z = Nº atômico = 9 p+ 1 = Nº de prótons = 9 0 n 1 =^ Nº de nêutrons = 19 - 9 = 10
3 - Número de massa - A
É a soma do número de prótons com o número de nêutrons encontrados no núcleo do átomo. 0 A = p 1 +n 1
Exemplo:
2 - Número atômico - Z
É o número de prótons existentes no núcleo do átomo. Cada elemento químico tem o seu número atômico próprio, que seria a carga nuclear positiva de um átomo. Os átomos estão dispostos na tabela periódica em ordem crescente de seus números atômicos. Exemplo :
4 - Número de elétrons
Em um átomo neutro, o número de elétrons é sempre igual ao número de prótons. Obs .: Átomo neutro é aquele que não perdeu e nem ganhou elétrons (não carrega carga), logo o número de cargas positivas (prótons) é igual ao número de cargas negativas (elétrons).
Se o átomo é neutro Z= p 1 +^ =e− 0
5 - Carga nuclear
É igual à carga do núcleo, ou seja, ao número de prótons que um átomo possui.
6 - Íon
É o átomo que deixou de ser neutro, pois ganhou ou perdeu elétrons. Todo íon carrega carga.
6.1 - Cátion
É o íon positivo (+); significa que o átomo perdeu elétrons.
Exemplo:
6.2 - Ânion
É um íon negativo (-); significa que o átomo ganhou elétrons.
Exemplo:
199 F
A = 19
Z = 9
p 1 = 9 − e 0 = 9
n^01 = 19 − 9 = 10
A = 23
Z = 11
p 1 =^11 0 n 1 = 23 - 11 = 12 − e 0 =^ 11 - 1 = 10
(^23) Na + 11
A = 19
Z = 9
p 1 = 9 0 n 1 = 19 - 9 = 10 − e 0 = 9 + 1 = 10
19 F −
9
7 - Isótopos
São átomos com mesmo número de prótons (número atômico) e diferentes números de massas, conseqüentemente diferentes números de nêutrons.
Exemplos:
(Z = 6) = isótopos de carbono (^1) 1 H (Hidrogênio); (^2) 1 H (D = Deutério); (^3) 1 H (T = Trítio) = (Z = 1) = isótopos do hidrogênio
Os isótopos possuem propriedades químicas semelhantes porque são de um mesmo elemento (mesmo número atômico).
13 - Moléculas
São combinações de átomos (ametais) H = átomo e H 2 = molécula Cl = átomo e HCl = molécula Espécies iônicas: São combinações de íons (metais e ametais): NaCl, CaBr 2 Sólidos Covalentes: SiO 2 , (BeO) (^) n
14 - Massa molecular
A massa molecular é a soma das massas atômicas de todos os átomos que formam uma molécula, uma espécie iônica ou um sólido covalente. Unidade = u
Exemplo: C 6 H 12 O 6
Átomos Massa Atômica Quantidade Massa Molecular C 12u 6 = 72 H 1 u 12 = 12 O 16u 6 = 96 180u 180u - massa molecular
DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA
Para fazer a distribuição dos elétrons em torno do núcleo do átomo, devemos nos orientar pelo Diagrama de Pauling (as setas indicam a ordem de preenchimento dos subníveis de energia).
1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f 6s 6p 6d 7s 7p
- 7 níveis energéticos (1, 2, 3, 4, 5, 6 e 7)
- 4 subníveis (s, p, d e f)
- número máximo de
− e 0
em cada subnível s^2 p^6 d^10 f^14
Em cada subnível, existe um determinado número de orbitais, e em cada orbital cabem no máximo dois elétrons.
Subnível orbitais s
p
d
f
- Orbital - lugar mais provável de se encontrar o elétron.
- Princípio da exclusão de Pauli - num orbital, encontram-se no máximo 2 elétrons com spins contrários (sentido de rotação opostos).
- Regra de Hund - Em um dado subnível, o número de elétrons desemparelhados é o máximo possível.
Forma dos orbitais
Cada orbital é representado através de uma forma (nuvem eletrônica). O orbital s apresenta forma esférica e o orbital p apresenta forma de halter.
Os orbitais d e f também apresentam forma, porém no caso desses orbitais não vamos representar devido à sua complexidade. O estudo dessas formas foge ao estudo do Ensino Médio. Para dizer a configuração eletrônica, devemos seguir o diagrama de acordo com as setas. As setas indicam a ordem de preenchimento dos níveis e subníveis.
Exemplos:
14 Si (Silício) distribuição através de subníveis: 1s 2 2s^2 2p 6 3s^2 3p 2 distribuição através de orbitais:
distribuição através de níveis: 2 8 4
Casos especiais
- Nas distribuições que terminam em s 2 d^4 , ocorre transferência de 1 elétron do subnível s para o subnível d, ficando s^1 d^5 , que é mais estável. s^2 d^9 fica s^1 d^10
Exemplo:
24 Cr - 1s^
(^2) 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 4 (errado)
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s^1 3d^5 (correto)
29 Cu - 1s (^2) 2s (^2) 2p 6 3s (^2) 3p 6 4s (^2) 3d 9 (errado)
1s^2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 (correto)
- Quando um átomo perde elétrons (vira um cátion), o elétron sai do último nível.
25 Mn^ - 1s
(^2) 2s (^2) 2p (^6) 3s (^2) 3p (^6) 4s (^2) 3d 5
25 Mn^ +2 (^) - 1s (^2) 2s (^2) 2p 6 3s (^2) 3p 6 3d 5 (saíram 2 − e o do 4s (^2) , que é o nível mais externo).
y z
x
y z x y z x
y z
x
orbital s (^) orbital px
orbital py (^) orbital pz
Como possuem estabilidade, a tendência dos átomos é ficarem com a configuração eletrônica semelhante aos gases nobres, ou seja, com 8 elétrons na sua última camada, com exceção da camada K, que é estável com 2 elétrons. Essa é chamada REGRA DO OCTETO.
Exemplo:
11 Na = 1s
(^2) 2s (^2) 2p 6 3s (^1) (1 e - 0 na última camada)
11 Na^
- (^) = 2s (^2) 2p 6 (8 − e 0 na última camada, mais estável)
17 Cl = 1s
(^2) 2s (^2) 2p 6 3s (^2) 3p 5 (7 − e 0 na última camada)
17 Cl
- (^) = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p (^6) (8 − e 0 na última camada, mais estável)
- Duas definições importantes: Elétrons de valência - são os elétrons do último nível. Valência principal - é o número de elétrons que o átomo ganha ou perde para ficar com a sua estrutura eletrônica igual à dos gases nobres, estável.
Gases nobres, inertes ou raros
GASES NOBRES: COSTA E SANTOS, 1995, P. 145 V1.
B. Elementos típicos, representativos ou normais
Formam o Grupo A da tabela periódica. Possuem geralmente o último nível incompleto e se ligam por meio dele. Na configuração eletrônica, os subníveis mais energéticos são s ou p. Veja a posição desses elementos na tabela periódica.
Grupos Denominação Configuração Elétrons Valência Último Nível Valência Principal
IA Metais alcalinos ns^1 1 + IIA Metais alcalinos terrosos ns 2 2 + IIIA Família do Boro ns 2 np 1 3 + IVA Família do Carbono ns 2 np^2 4 VA Família do Nitrogênio ns^2 np^3 5 - VIA Calcogênios ns^2 np^4 6 - VIIA Halogênios ns^2 np^5 7 -
Obs .: + = tendência a perder elétrons
- = tendência a ganhar elétrons
C. Elementos de transição
Dividem-se em Elementos de Transição e de Transição interna. Formam o Grupo B da Tabela Periódica.
a) Transição
São elementos que na distribuição eletrônica possuem como subnível mais energético o d. As características de um elemento para outro em grupos diferentes não diferem muito, devido à distribuição eletrônica entre eles. Variam no penúltimo nível e não no último, que define as propriedades dos elementos.
b) Transição Interna
São elementos que, na distribuição eletrônica, possuem como subnível mais energético o f. São dois sub- grupos da coluna IIIB, situados no 6º e 7º períodos. Na distribuição eletrônica, diferem um do outro no antepenúltimo nível, o que os faz muito semelhantes entre si.
- Os do 6º período são os Lantanídeos ou série de Terras Raras. Seu subnível mais energético é o 4f e variam o número atômico de Z = 58 a Z = 71.
- Os do 7º período são os Actnídeos. Seu subnível mais energético é o 5f e variam seu número de Z = 90 a Z = 103. Veja a posição dos elementos de transição simples e transição interna na tabela periódica. Obs .: Os elementos de Z = 93 a Z = 103 são chamados de Transurânicos - elementos radioativos.
Elementos normais ou típicos ou representativos
ELEMENTOS
DE
TRANSIÇÃO
:
COSTA
E^
SANTOS, 1995,
P
. 147
V1.
Elementos de Transição
ELEMENTOS
NORMAIS
TÍPICOS
OU
REPRESENTATIVOS
:
COSTA
E^
SANTOS, 1995,
P. 145
V1.
z = nº atômico NOMEE E = Símbolo do elemento
z
z = nº atômico NOMEE E = Símbolo do elemento
z
2 - Propriedades Periódicas
São aquelas que aumentam ou diminuem de espaços em espaços, à medida que percorremos os elementos na seqüência dos seus números atômicos. As principais propriedades periódicas são:
2.1 - Raio Atômico
É o tamanho do átomo. Considerar: 1 º - Número de níveis 2 º - Carga nuclear 3 º - Número de elétrons Na tabela periódica, normalmente o raio cresce numa coluna para baixo, porque aumenta o número de níveis e num período para esquerda porque a carga nuclear é menor.
Raio iônico → cátion - menor raio que o átomo e ânion maior raio que o átomo.
13 Al^ 2 8 3
13 Al^
O Al é maior porque:
- têm o mesmo nº de níveis.
- têm a mesma carga nuclear.
- O Al tem mais elétrons para ser atraído.
O S -2^ é maior porque:
- têm o mesmo nº de níveis.
- têm a mesma carga nuclear.
- O S-2^ tem mais elétrons.
2.2 - Eletronegatividade
Corresponde à força com que um átomo atrai um elétron; pode-se dizer que mede o caráter ametálico de um átomo. Logo os elementos da direita da tabela ( exceto gases nobres) têm maior eletronegatividade.
- Em uma coluna, o nº atômico cresce para baixo, aumenta o raio – diminui a eletronegatividade (atrai menos).
- Em um período, o nº atômico cresce para direita, diminui o raio - aumenta a eletronegatividade (exceto gases nobres)
Obs .: Os gases nobres não se incluem, pois são estáveis e não atraem elétrons, portanto o elemento mais eletronegativo da tabela é o Flúor.
16 S^ 2 8 6
S-2^ 2 8 8
O Na é maior, tem o mesmo número de níveis, mas a carga nuclear é menor (atrai menos).
3 º período: Na Mg
Al
Exemplos:
Coluna IIA: Be Mg Ca
O Ca tem maior raio por ter mais níveis energéticos.
13p 1 + ⊕ 13p 1 + ⊕
16p 1 + ⊕
16p 1 +
2.3 - Eletropositividade
É a tendência, em um átomo, de perder elétrons; mede o caráter metálico de um átomo. Conclui-se que os metais são mais eletropositivos e quanto maior o raio mais fácil de perder elétrons
período (^) (menos gases nobres) num período, quanto menor o z , maior o raio, mais eletropositivo
Obs .: O elemento mais eletropositivo da tabela é o Frâncio.
2.4 - Eletroafinidade ou afinidade eletrônica
É a energia liberada por um átomo gasoso ao receber um elétron. Quanto maior o caratér ametálico e menor o raio, a atração núcleo-elétron é maior, conseqüentemente maior é a afinidade eletrônica.
período (^) (menos gases nobres)
condições especiais
Obs .: Os gases nobres podem ser induzidos e aí terão afinidade eletrônica.
2.5 - Energia de Ionização ou Potencial de Ionização
É a energia necessária para retirar o elétron mais externo de um átomo gasoso. Como os gases nobres possuem grande estabilidade, é muito difícil um gás nobre perder elétrons. São, portanto, os de maior potencial de ionização. Os elementos de maior caráter ametálico e de menor raio são os de maior potencial de ionização.
período Em um período quanto maior o z , maior o potencial de ionização.
coluna (quanto menor o z maior o potencial de ionização)
Obs .: O elemento de maior potencial de ionização é o Hélio.
2.6 - Volume atômico
É o volume ocupado por um mol de átomos de um elemento no estado sólido. Em um período, os elementos mais volumosos estão nas extremidades da tabela.
coluna (em uma coluna, quanto maior o z , maior o raio, mais eletropositivo)
coluna
período
coluna
quanto maior o z, na coluna, maior o volume.
