QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA
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- Raphael Back Garrido
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1 QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA PLANO DE ENSINO Faculdade: Faculdade de Ciências Biológicas e da Saúde Curso: Farmácia Disciplina: QGINOG - Química Geral e Inorgânica Folha 1 Ementa Estrutura atômica. Tabela periódica. Ligação química. Funções inorgânicas. Reações químicas. Estequiometria. Termoquímica. Cinética Química. Segurança em laboratório. Identificação e usos de equipamentos de segurança. Material básico de laboratório. Técnicas básicas de laboratório. Objetivos da Disciplina 1. Oferecer base suficiente para o entendimento das diversas funções da química relacionadas com as ligações químicas, funções inorgânicas, reações e fórmulas, cálculos estequiométricos, temoquímica, cinética química, assim como também ao desenvolvimento das disciplinas afins que compõem o curso de Farmácia. 2. Introduzir os conceitos fundamentais da teoria atômica e de ligação, com ênfase na correlação entre a estrutura da matéria e suas propriedades físicas e químicas. 3. Conhecer e utilizar corretamente os símbolos químicos e fórmulas químicas dos compostos. 4. Determinar as configurações eletrônicas dos elementos químicos. 5. Conhecer os elementos e suas propriedades químicas que compõem a tabela periódica. 6. Caracterizar e reconhecer ligações químicas, moléculas polares e apolares. 7. Compreender as formas de ligação para formação de moléculas e substâncias. 8. Identificar ácidos, bases, sais e óxidos e suas principais reações, bem como empregar as nomenclaturas destes. 9. Equacionar e interpretar reações químicas. 10. Conhecer e aplicar as relações quantitativas que existem entre as quantidades das substâncias que participam das reações químicas. 11. Apresentar os princípios fundamentais da termoquímica. 12. Abordar os princípios fundamentais envolvidos no estudo da velocidade e do mecanismo das reações químicas. 13. Apresentar os fundamentos básicos envolvidos nas técnicas experimentais empregadas em laboratório químico, incluindo a manipulação de vidrarias, reagentes e resíduos químicos. 14. Introduzir aos procedimentos e normas de segurança em laboratório químico. 15. Familiarizar o estudante quanto à utilização e aplicação das principais vidrarias, formas adequadas de limpeza, secagem e armazenamento, formas de aquecimento e resfriamento a serem utilizados em laboratório. 16. Familiarizar-se com técnicas básicas como formas de medidas de ph, técnicas de filtração, tipos e utilização adequada de indicadores. 1
2 Plano de Ensino Disciplina QGINOG - Química Geral e Inorgânica Folha 2 Programa ESTRUTURA ATÔMICA Modelos atômicos: modelo de Dalton; modelo atômico de Thomson; modelo atômico de Rutherford; modelo de Bohr; modelo atômico quântico. Níveis e subníveis de energia. Distribuição eletrônica em átomos multieletrônicos. Número atômico; número de massa; isótopos. TABELA PERIÓDICA Tabela periódica: desenvolvimento da tabela periódica; características; propriedades periódicas. Visão geral dos elementos, de sua química e da tabela periódica: grupo 1A, os metais alcalinos; grupo 2A, os metais alcalino-terrosos; grupo 3A; grupo 4A; grupo 5A; grupo 6A; grupo 7A,os halogênios; grupo 8A, os gases nobres; elementos de transição. Configuração eletrônica. LIGAÇÕES QUÍMICAS Tipos de ligação: iônica; covalente; metálica. Compostos iônicos e moleculares: características; propriedades. Estrutura de Lewis e a regra do octeto. Polaridade: da ligação e da molécula. Interações intermoleculares: forças de Van der Waals; ligação de Hidrogênio. FUNÇÕES INORGÂNICAS Ácidos e bases: definição de ácidos e bases segundo Arrhenius, Bronsted-Lowry e Lewis; força dos ácidos e das bases; classificação dos ácidos e nomenclatura; classificação das bases e nomenclatura; ionização de ácidos; dissociação de bases; reações de neutralização. Sais: formação dos sais; nomenclatura; dissociação de sais. Óxidos: nomenclatura; classificação; reações. REAÇÕES QUÍMICAS Tipos de reações químicas: ácido-base; precipitação; oxidação-redução. Equações: moleculares; iônicas completas;iônicas líquidas. Reações de oxidação-redução: número de oxidação; oxidação e redução; agente oxidante e agente redutor; balanceamento pelo método de oxidação-redução; balanceamento pelo método das meias-reações em soluções ácidas e básicas. ESTEQUIOMETRIA Conceito de mol. Fórmula: molecular; mínima. Determinação das massas: massa atômica; massa molecular; massa molar. Cálculos estequiométricos: relações de massa em reações químicas; reagente limitante; rendimento. TERMOQUÍMICA Processos endotérmicos e exotérmicos. Entalpia: variações de energia em processos químicos; lei de Hess. Equações termoquímicas. 2
3 Plano de Ensino Disciplina QGINOG - Química Geral e Inorgânica Folha 3 Programa (continuação) CINÉTICA QUÍMICA Conceitos gerais Reações e tempo de meia-vida de: de primeira ordem; de segunda ordem. Fatores que alteram a velocidade de reação: temperatura; concentração dos reagentes; catalisador. SEGURANÇA EM LABORATÓRIO Normas de segurança: normas gerais; o que fazer em caso de acidentes. Identificação e uso de equipamentos de segurança: EPIs e EPCs. Manipulação de produtos químicos: líquidos inflamáveis; produtos tóxicos; produtos corrosivos. Manuseio, armazenagem e descarte de substâncias químicas: substâncias químicas incompatíveis; resíduos de laboratório. MATERIAL BÁSICO DE LABORATÓRIO Equipamentos, vidrarias e utensílios laboratoriais: apresentação dos equipamentos, das vidrarias e utensílios mais utilizados no laboratório, com descrição da utilização específica destes. TÉCNICAS BÁSICAS DE LABORATÓRIO Execução de experimentos que ilustram conceitos básicos de Química: manuseio do bico de Bunsen e técnicas de aquecimento; pesagens e técnicas volumétricas; calibração de pipeta e balão volumétrico; técnicas de filtração; fenômenos físicos e químicos; miscibilidade e solubilidade; equilíbrio ácido-base e indicadores; medidas de ph; reatividade de metais; reações de oxidação-redução; cinética química. Metodologia Aulas expositivas dialogadas, com a utilização de material audiovisual ilustrativo (transparências, slides datashow, entre outros). Aulas com exercícios referentes aos assuntos teórico-práticos ministrados. Estudos dirigidos, com suporte de bibliografia técnico-científica especializada. Aulas práticas no laboratório. Critério de Avaliação Primeiro Semestre: Prova extraoficial e/ou relatórios e/ou trabalhos 5,0 pontos Prova Oficial 5,0 pontos Segundo Semestre: Prova extraoficial e/ou relatórios e/ou trabalhos 4,0 pontos Atividade 1,0 ponto Prova Oficial 5,0 pontos Bibliografia Básica ATKINS, Peter; JONES, Loretta. Principios de quimica: questionando a vida moderna e o meio ambiente. Porto Alegre: Bookman, p. ISBN (Encad.) 3
4 Plano de Ensino Disciplina QGINOG - Química Geral e Inorgânica Folha 4 Bibliografia Básica (continuação) BROWN, Theodore L. Química: a ciência central. 9ª ed. São Paulo: Pearson: Prentice Hall, p. ISBN (broch.) KOTZ, John C; TREICHEL, Paul. Química geral e reações químicas. São Paulo: Thomson, p. ISBN (broch.) Bibliografia Complementar CARVALHO, Paulo Roberto de. Boas práticas químicas em biossegurança. Rio de Janeiro: Interciência, p. ISBN (broch.) LEE, John David. Quimica inorganica não tão concisa.. 4ª ed. São Paulo: Edgar Blucher, p. ISBN (broch.) MASTERTON, William L; STANITSKI, Conrad L; SLOWINSKI, Emil J. Princípios de química. 6ª ed. Rio de Janeiro: LTC, p. MAIA, Daltamir Justino. Química geral: fundamentos. São Paulo: Pearson Prentice Hall, p. ISBN Critérios de Avaliação: Prova Substitutiva PRIMEIRO SEMESTRE Prova oficial Peso 5,0 Prova extraoficial Peso 2,0 Atividades Peso 1,0 Laboratório Peso 2,0 SEGUNDO SEMESTRE Prova oficial Peso 5,0 Prova extraoficial Peso 2,0 Laboratório Peso 2,0 Atividades Peso 1,0 PROVA SUBSTITUTIVA Vale de 0 a 10 e substitui a média anual do aluno. Se obtiver maior ou igual a 6,0, estará aprovado. Data da Prova extra-oficial: 6 de maio (turma 1BFAN) e 7 de maio (turma 1AFAM) Data da Prova teórico-prática: 22 de maio (turmas 1AFAM e 1BFAN) prof.tanan@usjt.br 4
5 CONCEITOS BÁSICOS Química: é o estudo da composição, estrutura, propriedades e mudanças da matéria. Matéria: é tudo que tem massa e ocupa lugar no espaço. Do que é feita a matéria? A matéria é feita de partículas muito pequenas, denominadas de átomos. Átomo: é a menor partícula existente de qualquer elemento. Os átomos são compostos de partes ainda menores chamadas partículas subatômicas: próton, nêutron e elétron. Comparação entre próton, nêutron e elétron Partículas Carga Massa (u) Próton Nêutron Elétron Positiva (+) Neutra Negativa (-) 1,0073 1,0087 5,486 x 10-4 Átomo é neutro: número de cargas (+) = número de cargas (-) O que faz o átomo de um elemento ser diferente do de outro elemento é o o número de prótons do núcleo do átomo. Esse número é chamado número atômico do elemento. Número atômico (Z) de um elemento: é o número de prótons existentes no núcleo do átomo.. Z = p Exemplos: Hidrogênio (H) Z = 1 o núcleo do hidrogênio tem 1 próton. Hélio (He) Z = 2 o núcleo do hélio tem 2 prótons. Oxigênio (O) Z = 8 o núcleo do oxigênio tem 8 prótons. Número de massa (A): é a soma do número de nêutrons (n) e de prótons (p) presentes no núcleo do átomo. A = p + n ou A = Z + n n = A - p = A Z Exercício 01 Qual é o número de massa de um átomo com 11 prótons, 12 nêutrons e 11 elétrons? Exercício 02 Quantos prótons, nêutrons e elétrons estão presentes em um átomo de nitrogênio (A = 14 e Z = 7)? Exercício 03 Dê o número de prótons, nêutrons e elétrons de um átomo de: a) carbono (Z = 6, A = 12) b) cobalto (Z = 27, A = 59) Representação de um átomo: onde Z é o número atômico e A é o número de massa. A Z X 12 Ex: C representa um átomo do elemento carbono (Z = 6) com número de massa igual 6 a 12 ( A = 12), ou seja, um átomo com 6 prótons, 6 elétrons e 6 nêutrons. 5
6 Exercício 04 Dê o número de prótons, nêutrons e elétrons de um átomo de: a) oxigênio-16 ( O ) b) Cl 8 17 Isótopos: são átomos que têm mesmo número atômico (Z) e que diferem no número de massa (A) ou são átomos de um mesmo elemento químico que diferem no número de nêutrons Exemplos: H H H Prótio Deutério Trítio Z = 1 Z = 1 Z = 1 n = 0 n = 1 n = 2 A = 1 A = 2 A = 3 12 Elemento químico: é um conjunto formado por átomos de mesmo número atômico (Z). Todos esses átomos têm as mesmas propriedades químicas. Exemplos: hidrogênio conjunto de átomos que possui 1 próton. cálcio conjunto de átomos que possui 20 prótons. Símbolos dos elementos químicos: 1. A princípio deve ser a inicial do seu nome em letra maiúscula. Exemplo: Nitrogênio N Carbono C Oxigênio O Flúor F Boro B Hidrogênio H 2. No caso de elementos começando com a mesma letra, será acrescentada uma segunda letra em minúscula. Exemplos: Bário Ba Cálcio Ca Alumínio Al Berílio Be Lítio Li Cloro Cl 3. Alguns elementos químicos têm seu símbolo derivado do latim. Exemplos: Elemento Nome em latim Símbolo Fósforo Phosphorum P Ouro Aurum Au Sódio Natrium Na Enxofre Sulfur S Potássio Kalium K Prata Argentum Ag 6
7 Como se classifica a matéria? A matéria é dividida em duas classes: substâncias puras e misturas. Uma substância pura pode ser um elemento ou um composto, e uma mistura pode ser homogênea ou heterogênea. Substância pura Elemento: é uma substância (por exemplo, carbono, hidrogênio e ferro) que consiste em átomos idênticos. Composto: é uma substância pura formada por dois ou mais elementos em proporções fixas de massa. Por exemplo, a água é composto formado de hidrogênio e oxigênio. Mistura é formada por mais de uma substância. Mistura Homogênea: toda mistura que apresenta uma única fase. Ex: água e sal de cozinha; ar atomosférico (O 2 + N 2 + Ar + CO 2 ) Heterogênea: toda mistura que apresenta pelo menos duas fases. Ex: água e óleo Massa atômica ou peso atômico Os átomos são pequenos pedaços de matéria, portanto têm massa. A massa atômica (ou peso atômico) é a massa média de uma amostra representativa de átomos. A massa atômica de cada elemento foi determinada experimentalmente, e esses valores aparecem na Tabela Periódica. Nela, o boxe de cada elemento contém o número atômico, o símbolo do elemento e a massa atômica. Por exemplo: 19 número atômico K símbolo atômico 39,0983 peso atômico (ou massa atômica) Obs: não confunda massa atômica com número de massa. Massa atômica : é uma medida feita em relação à unidade adotada (u), que vale 1/12 da massa atômica do 12 C. Número de massa: é um número inteiro, positivo, definido como a soma do número de prótons (Z) e do número de nêutrons (n), ou seja, A = Z + n 7
8 Exercício 05 Com a ajuda da Tabela Periódica dê o número atômico e a massa atômica dos seguintes elementos: a) Ca Z = 20 Massa atômica = 40,1 b) B Z = 5 Massa atômica = 10,8 c) N d) Cl e) Ba f) Al g) Fe h) O i) S j) I k) Ag l) F m) Na n) Mg o) P p) K q) Mn r) Cu s) C t) Sr 8
9 ESTRUTURA ATÔMICA MODELOS ATÔMICOS: Modelo de Dalton: os átomos seriam minúsculas esferas maciças, homogêneas, indivisíveis e indestrutíveis. Modelo de Thomson: o átomo seria uma esfera neutra, maciça e não-homogênea, formado por pequenas partículas carregadas negativamente (elétrons) e positivamente (prótons). Conhecido como modelo do pudim de passas Modelo de Rutherford: o átomo é uma partícula muitíssimo pequena composta de duas regiões (A) uma interna, o núcleo, onde estariam concentradas praticamente toda a massa do átomo, de carga elétrica positiva, representada por partículas chamadas de prótons e (B) outra externa, de massa desprezível, onde estariam os elétrons, diminutas partículas negativas em movimento ao redor do núcleo. 9
10 Modelo de Böhr: o átomo possuíam regiões (órbitas) específicas disponíveis para acomodar seus elétrons as chamadas camadas eletrônicas. Eletrosfera é a região do átomo onde se localizam os elétrons que estão em n níveis de energia. A cada nível de energia corresponde uma determinada quantidade de energia. 1. Se não houver fornecimento de energia externo, os elétrons se manterão naturalmente em seu nível de energia, que é chamado estado fundamental. 2. Fornecendo-se energia a um elétron que ocupe um nível menos energético, verifica-se que o elétron absorve essa energia e salta para outro nível mais energético. Diz-se que o elétron está em estado ativado ou excitado. 3. Ao retornar a sua camada de origem, o elétron libera a energia recebida, na forma de quantum de energia (igual ao absorvido em intensidade), na forma de luz de cor definida ou outra radiação eletromagnética (fóton). 4. Cada órbita é designada por letras K, L, M, N, O, P, Q. Logo, as camadas podem apresentar: 5. Cada nível de energia é caracterizado por um número quântico (n), que pode assumir valores inteiros: 1, 2, 3, etc. Cada nível de energia (n), pode abrigar um número máximo de elétrons. Camada K L M N O P Q Nível N o máx. elétrons Cada nível de energia pode ser decomposto em um determinado número de subníveis de energia, onde cada tipo de subnível é representado por um símbolo e suporta um número máximo de elétrons: 10
11 Subnível s p d f Nº máximo de elétrons A notação para indicar o número de elétrons em um subnível é dada por: 1s 1 : indica 1 elétron no subnível s do nível 1 (ou camada K) 4p 6 : indica 6 elétrons no subnível p do nível 4 (ou camada N) Modelo quântico: princípio da incerteza de Heisenberg, que estabelece ser impossível conhecer simultaneamente e com precisão a posição e o momento de uma partícula pequena como o elétron. Distribuição eletrônica em níveis e subníveis de energia o elétron irá ocupar primeiro o nível e o subnível de menor energia para fazer a distribuição siga o diagrama de Pauling apresentado a seguir: Para fazer a distribuição eletrônica de um átomo neutro, deve-se 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. Exemplos: Alumínio (Z =13): 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 Bromo (Z = 35): 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5 Para átomos com muitos elétrons, é comum simplificarmos a representação da seguinte maneira: Fe ( Z =26): 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6 Esta parte é exatamente a distribuição do argônio (Z = 18) Portanto, a distribuição eletrônica do ferro pode ser representada da seguinte maneira: Fe: [Ar] 4s 2 3d 6 11
12 Exceções ao diagrama de Linus Pauling: cobre, prata, ouro, cromo e molibdênio. Camada de valência (C.V.): é a camada ou nível de energia mais externo do átomo no estado fundamental. O número de elétrons que um átomo possui em sua última camada pode ser visualizado na tabela periódica: o número dos grupos indica o número de elétrons na última camada. Por exemplo, o carbono se encontra no grupo 4ª, portanto, apresenta 4 elétrons na camada de valência. Atenção: esta regra só é válida para elementos dos grupos A, 1B e 2B. Nos exemplos anteriores: Alumínio (Z =13): 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 3 elétrons na C.V. Bromo (Z = 35): 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5 7 elétrons na C.V. Como vimos anteriormente, um átomo é eletricamente neutro quando o número de prótons é igual ao número de elétrons, porém um átomo pode perder ou ganhar elétrons na eletrosfera, sem sofrer alteração no seu núcleo, originando partículas carregadas positiva ou negativamente, denominadas ÍONS. Ânion: é o íon obtido quando um átomo neutro ganha elétrons. O íon ficará carregado negativamente (o elétron tem carga negativa). Cátion: é o íon obtido quando um átomo neutro perde elétrons. O íon ficará positivamente carregado (o próton tem carga positiva). Os átomos e os íons exercem papéis importantes na estrutura e no funcionamento dos seres vivos e em especial no corpo humano. A participação dos íons cálcio no processo de contração muscular, dos íons sódio e potássio na transmissão do impulso nervoso, dos íons ferro no transporte de oxigênio demonstram a sua importância. Distribuição eletrônica nos íons a) ânions (íons negativos) fazer a distribuição eletrônica para o átomo neutro adicionar os elétrons ganhos no nível e no subnível que estiverem incompletos Exemplo: 9 F - - o átomo neutro possui 9 elétrons, logo: 1s 2 2s 2 2p 5 - para se tornar ânion, ganha 1 elétron, que será adicionado no nível e subnível incompleto, que é a 2p 5, ficando: 1s 2 2s 2 2p 6 b) cátions (íons positivos) fazer a distribuição eletrônica para o átomo neutro retirar os elétrons que foram perdidos a partir do nível e do subnível mais externos Exemplo: 11 Na + - átomo neutro possui 11 elétrons, logo: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 - para se tornar cátion, perde 1 elétron que será retirado do subnível mais externo que é o 3s 1, ficando: 1s 2 2s 2 2p 6 (total de 10 elétrons) Observação: o estudo de orbitais será visto na disciplina de Química Orgânica. 12
13 TABELA PERIÓDICA É um arranjo dos elementos em ordem crescente de número atômico em linhas horizontais de comprimentos tais que os elementos com propriedades químicas semelhantes caem diretamente um embaixo do outro. As filas horizontais são denominadas PERÍODOS. Neles os elementos químicos estão dispostos na ordem crescente de seus números atômicos. O número da ordem do período indica o número de níveis energéticos ou camadas eletrônicas do elemento. A tabela periódica apresenta sete períodos. As colunas verticais constituem as FAMÍLIAS OU GRUPOS, nas quais os elementos estão reunidos segundo suas propriedades químicas. Os grupos que possuem nomes especiais são: Grupo 1 (1A): metais alcalinos Grupo 2 (2A): metais alcalino-terrosos Grupo 13 (3A): grupo do boro Grupo 14 (4A): grupo do carbono Grupo 15 (5A): grupo do nitrogênio Grupo 16 (6A): calcogênios Grupo 17 (7A): halogênios Grupo 18 (8A): grupo dos gases nobres Da família 1 e 2 e 13 até 18 chamamos de elementos representativos. Da família do 3 até 12 chamamos de elementos de transição. Em algumas versões da Tabela Periódica, você poderá ver uma notação diferente para os grupos, com os gases nobres pertencendo ao grupo VIII ou VIIIA. A notação recomendada atualmente é a que está sendo apresentada. Os elementos que ficam na série dos lantanídeos e actinídeos são os elementos de transição. Como eles estão no grupo 3, como se estivessem numa caixinha para dentro da tabela, são chamados de elementos de transição interna. E os demais são chamados de elementos de transição externa. Grupos 1 e 2: bloco s Grupos 3 12: bloco d 13
14 Grupos 13 18: bloco p Lantanídeos e actinídeos: bloco f Elementos do bloco s e p: chamados de elementos representativos ou de grupo principal. Metais dos grupos 3 a 12: metais de transição, caracterizados pelo preenchimento dos subníveis d. Os membros do bloco f, que são mostrados abaixo da tabela principal (para economizar espaço), são metais de transição internos. Os elementos são classificados como: - metais (localizados à esquerda dos semi-metais) - não-metais ou ametais (localizam-se à direita dos semi-metais) - metalóides ou semi-metais (B, Si, Ge, As, Sb, Te e Po) O hidrogênio (H) não se encaixa em nenhuma dessas classificações porque possui características próprias. Metal: - dos 118 elementos, 87 são metais; - são sólidos a 25 C e 1 atm (com exceção do mercúrio que é líquido); - conduz eletricidade; - tem brilho; - é maleável ( pode ser martelado até transformar-se em folhas finas); - é flexível (pode ser alongada em fios); - possuem forte tendência a doar elétrons e portanto, formar cátions. Não-metal ou ametal: - dos 118 elementos, 11 são não metais; - não conduz eletricidade; - é não-brilhante ; - não é maleável nem flexível; - possuem forte tendência a atrair elétrons e formar ânions. Semi-metal ou metalóide: - os semi-metais são sete (B, Si, Ge, As, Sb, Te, Po); - tem a aparência e algumas propriedades de um metal, mas comporta-se quimicamente como um não-metal; - podem ceder ou atrair elétrons conforme a situação em que se encontrem; - são todos sólidos a temperatura ambiente. 14
15 Uma visão geral dos elementos, de sua química e da Tabela Periódica Hidrogênio (1s 1 ) O hidrogênio é um elemento atípico. É o menor e mais leve dos átomos, pois possui uma única camada eletrônica. Apesar de muitas vezes colocado junto aos metais no grupo 1, não possui nenhuma das características que caracterizam os metais. O elemento é um gás incolor, inodoro e constituído por moléculas de H 2. Em pressões elevadas acredita-se que o hidrogênio tenha propriedades metálicas. De configuração semelhante à dos metais alcalinos, as suas propriedades físicas e químicas são bastante diferentes. É incomum porque pode formar tanto um cátion (H + ) como um ânion (H - ). Não é reativo com a água, mas queima em oxigênio: 2 H 2 (g) + O 2 (g) 2 H 2 O(g) Grupo 1 (ou 1A): metais alcalinos Símbolo e número atômico Configuração eletrônica 3Li [He] 2s 1 11Na [Ne] 3s 1 19K [Ar] 4s 1 37Rb [Kr] 5s 1 55Cs [Xe] 6s 1 87Fr [Rn] 7s 1 Possuem 1 elétron na camada de valência que se localiza na subcamada s. Apresentam tendência em perder 1 elétron e formar íons monopositivos: Li Li +, Na Na +, K K + São muito reativos. Todos eles reagem com a água, produzindo gás hidrogênio e solução alcalina do hidróxido do respectivo metal. Por exemplo: 2 Na(s) + 2 H 2 O(l) 2 NaOH(aq) + H 2 (g) Por esse motivo são guardados submersos em solventes não aquosos e não voláteis, como querosene, benzeno, etc, para evitar o contato desses metais com a umidade e o oxigênio do ar. Em razão de sua reatividade, esses metais somente são encontrados na natureza combinados em compostos (como NaCl), nunca como substâncias simples. São os metais mais leves (o lítio bóia no óleo). São todos metais prateados (com exceção do césio, que é dourado) e extremamente maleáveis, podendo ser cortados com uma faca. A reatividade aumenta quando se desce pela coluna do grupo. Aplicações dos metais alcalinos: - o lítio é usado em baterias recarregáveis; os compostos de lítio, tais como, carbonato de lítio (Li 2 CO 3 ) são usadas na preparação de porcelanas e vidros especiais, no tratamento de 15
16 distúrbios psíquicos depressivos; o hidróxido de lítio (LiOH) é usado para remover o CO 2 da atmosfera de naves espaciais e de submarinos. - os compostos de sódio, tais como, o NaCl, é utilizado como fonte de sódio e de compostos de sódio, condimento e conservante de alimentos; o NaOH em fabricação de sabão, indústria de pasta de celulose e de papel, refinação do petróleo; o Na 2 CO 3, na fabricação de vidro. - os compostos de potássio, tais como, o KCl, é utilizado como fertilizante; o KOH, na fabricação de sabões líquidos ou moles; o KNO 3, empregado como fertilizante, explosivos e fogos de artifício. Grupo 2 (ou 2A): metais alcalino-terrosos Símbolo e número atômico Configuração eletrônica 4Be [He] 2s 2 12Mg [Ne] 3s 2 20Ca [Ar] 4s 2 38Sr [Kr] 5s 2 56Ba [Xe] 6s 2 88Ra [Rn] 7s 2 Possuem 2 elétrons na camada de valência que se localiza na subcamada s. Tem tendência em perder 2 elétrons e formar íons bipositivos: Mg Mg 2+, Ca Ca 2+, Sr Sr 2+, Ba Ba 2+ Ocorrem naturalmente apenas em compostos. São reativos, mas muito menos do que os metais alcalinos. A reatividade aumenta quando se desce no grupo. O berílio não reage com a água; o magnésio reage lentamente. O cálcio, o estrôncio e o bário reagem facilmente com a água: Ca(s) + 2 H 2 O(l) Ca(OH) 2 (aq) + H 2 (g) Aplicação dos metais alcalinos terrosos: - Magnésio: produz ligas de grande leveza e alta resistência, usadas em partes de automóveis e de aeronaves, e também em equipamentos domésticos, como ferramentas manuais e carcaças de aparelhos. O composto de magnésio, o Mg(OH) 2, é utilizado na fabricação do leite de magnésia (suspensão de hidróxido de magnésio em água), que é comercializado como antiácido. - Cálcio é um dos elementos importantes nos dentes e ossos. Os compostos de cálcio, tais como, o CaCO 3, é utilizado em antiácidos, dentifrícios; o CaO (óxido de cálcio) e Ca(OH) 2 (hidróxido de cálcio) é comercializado sob o nome de cal viva e cal extinta, respectivamente, e que também são usados no tratamento de água. - O composto de bário, o BaSO 4, é utilizado como contraste em radioscopia gastrointestinal. 16
17 Grupo 13 (ou 3A): grupo do boro Símbolo e número atômico Configuração eletrônica 5B [He] 2s 2 2p 1 3 elétrons na camada de valência. 13Al [Ne] 3s 2 3p 1 31Ga [Ar] 3d 10 4s 2 4p 1 49In [Kr] 4d 10 5s 2 5p 1 81Tl [Xe] 4f 14 5d 10 6s 2 6p 1 Alumínio é o terceiro elemento mais abundante da Terra, depois do oxigênio e do silício; é um metal ideal para estruturas leves; uma grande variedade de antiácidos contém compostos de alumínio, onde o hidróxido de alumínio e o de magnésio neutralizam o ácido clorídrico no estômago: Al(OH) HCl AlCl H 2 O Grupo 14 (ou 4A): grupo do carbono Símbolo e número atômico Configuração eletrônica 6C [He] 2s 2 2p 2 4 elétrons na camada de valência. 14Si [Ne] 3s 2 3p 2 32Ge [Ar] 3d 10 4s 2 4p 2 50Sn [Kr] 4d 10 5s 2 5p 2 82Pb [Xe] 4f 14 5d 10 6s 2 6p 2 O carbono (C) é não-metálico. O silício (Si) e o germânio (Ge) são metalóides ou semimetais, embora as propriedades químicas que têm sejam essencialmente de não-metais. O estanho (Sn) e o chumbo (Pb) são metais. Grupo 15 (ou 5A): grupo do nitrogênio Símbolo e número atômico Configuração eletrônica 7N [He] 2s 2 2p 3 15P [Ne] 3s 2 3p 3 33As [Ar] 3d 10 4s 2 4p 3 51Sb [Kr] 4d 10 5s 2 5p 3 83Bi [Xe] 4f 14 5d 10 6s 2 6p 3 Nesses elementos, os elétrons de valência são cinco. O elemento nitrogênio é componente de todas as proteínas, as quais participam de quase todo processo bioquímico que ocorre nos organismos vivos. A maior parte do nitrogênio presente na Terra, porém, está na forma de nitrogênio gasoso (dinitrogênio, N 2 ), um gás incolor e inodoro. É relativamente inerte, pois a ligação tripla nitrogênio-nitrogênio (N N) é muito estável. 17
18 O fósforo, essencial à vida, é um constituinte importante dos ossos e dos dentes. O fósforo também é um importante elemento dos organismos vivos. O ácido desoxirribonucleico (DNA), molécula biológica na qual estão as informações sobre os traços genéticos de uma espécie, tem grupos fosfato ao longo de sua cadeia. Analogamente, o trifosfato de adenosina (ATP), molécula portadora de energia nos organismos vivos, contém grupos fosfato. Grupo 16 (ou 6A): calcogênios Símbolo e número atômico Configuração eletrônica 8O [He] 2s 2 2p 4 16S [Ne] 3s 2 3p 4 34Se [Ar] 3d 10 4s 2 4p 4 52Te [Kr] 4d 10 5s 2 5p 4 84Po [Xe] 4f 14 5d 10 6s 2 6p 4 Tendem a ganhar os 2 elétrons necessários para completar o seu nível externo, sendo por isso eletronegativos. O oxigênio (O 2 ) é um gás incolor, inodoro, tem uma forma alotrópica, o ozônio (O 3 ). O enxofre é sólido, amarelo, quebradiço, com fórmula molecular S 8. O selênio tem duas formas alotrópicas, o vermelho e o cinzento. O telúrio é sólido, branco, com aspecto metálico, quebradiço e mau condutor de eletricidade. O polônio é um metal radioativo. Grupo 17 (ou 7A): halogênios Símbolo e número atômico Configuração eletrônica 9F [He] 2s 2 2p 5 17Cl [Ne] 3s 2 3p 5 35Br [Ar] 3d 10 4s 2 4p 5 53I [Kr] 4d 10 5s 2 5p 5 85At [Xe] 4f 14 5d 10 6s 2 6p 5 Possuem 7 elétrons na camada de valência. Tendência em receber 1 elétron os halogênios não existem na forma atômica e sim na forma molecular diatômica X 2. Os halogênios são não-metais reativos. O flúor (F 2 ) é um gás amarelo-claro; o cloro (Cl 2 ) é gás com leve coloração amareloesverdeada; o bromo (Br 2 ) é líquido castanho-avermelhado; e o iodo (I 2 ) é sólido negroazulado, que se sublima dando vapor violeta. Pouco se sabe sobre o astato, que é sintético e radioativo. O flúor reage com o urânio para formar hexafluoreto de urânio (UF 6 ), composto utilizado para obtenção do combustível dos reatores nucleares. 18
19 O flúor é também matéria-prima para fabricar o teflon das panelas nas quais não grudam os alimentos. O cloro é uma matéria-prima para a indústria, pois intervém na fabricação dos plásticos, solventes, agrotóxicos e outros. Quanto ao bromo e ao iodo, possivelmente a aplicação mais importante é na fabricação de filmes fotográficos, agrotóxicos e aditivos alimentícios. Além disso, o iodo é essencial para o organismo, pois faz parte de um aminoácido natural e de diversos hormônios produzidos pela glândula tireóide. Com o hidrogênio, formam compostos com a fórmula HX, os haletos de hidrogênio e todos são gases. Todos são corrosivos e se dissolvem em água, dando soluções conhecidas como ácidos. Ex: HCl (ácido clorídrico), HF (ácido fluorídrico). Grupo 18 (ou 8A): gases nobres Símbolo e número atômico Configuração eletrônica 2He 1s 2 10Ne [He] 2s 2 2p 6 18Ar [Ne] 3s 2 3p 6 36Kr [Ar] 3d 10 4s 2 4p 6 54Xe [Kr] 4d 10 5s 2 5p 6 86Rn [Xe] 4f 14 5d 10 6s 2 6p 6 Estes elementos apresentam uma reatividade quase nula devido ao fato de apresentarem a última camada completa. Existem como gases constituídos como átomos livres, por exemplo, o neônio (Ne). As cores na iluminação artística fluorescente são devidas a emissões dos gases nobres: neônio produz uma luz vermelha, e quando é misturado com argônio, a cor torna-se azulesverdeada. Grupos 3 a 12 (grupos B): elementos de transição Metais de transição perigosos do grupo 12: mercúrio e cádmio. Mercúrio (Hg) pode entrar no organismo pelos pulmões, em forma de vapor, ou através da pele. Uma vez dentro, por meio de um mecanismo que ainda não foi bem entendido, converte-se no íon Hg 2+, extremamente tóxico. Seus efeitos (perda do equilíbrio, da visão, da audição e sensações táteis) não aparecem imediatamente mas pouco a pouco, depois de ter danificado irreversivelmente o cérebro e o sistema nervoso. Cádmio (Cd) não é tão extensamente usado quanto o chumbo e o mercúrio, mas seus efeitos são talvez piores. É muito utilizado em ligas, pois confere resistência mecânica e térmica aos aços, na indústria eletrônica e nas baterias recarregáveis de níquel-cádmio. O problema do cádmio é que substitui o cálcio dos ossos, pois o íon Cd 2+ tem o mesmo tamanho que o Ca 2+, deixando-os quebradiços. A ingestão produz também graves distúrbios gastrointestinais. 19
20 ELEMENTOS ESSENCIAIS Apenas 11 entre todos os elementos conhecidos são elementos principais (Tabela). Quatro desses elementos (C, H, N e O) constituem a maior porcentagem. Esses são os elementos encontrados na estrutura básica de todas as moléculas bioquímicas. As porcentagens elevadas do oxigênio e do hidrogênio refletem o alto teor de água de todos os sistemas vivos. Tabela Quantidades relativas dos elementos essenciais no corpo humano. Elemento Oxigênio Carbono Hidrogênio Nitrogênio Cálcio Fósforo Potássio, enxofre, cloro Sódio Magnésio Ferro, cobalto, cobre, zinco, iodo Selênio, flúor Porcentagem em massa ,5 1,2 0,2 0,1 0,05 < 0,05 < 0,01 Sódio, potássio, cálcio, magnésio, fósforo, enxofre e cloro, que ocorrem geralmente na forma de íons, como Na +. K +, Ca 2+, Mg 2+, HPO 4 2- e Cl -, encontram-se em pequena porcentagem. Embora muitos dos metais sejam necessários apenas em quantia traço, são frequentemente parte integral de moléculas biológicas específicas como a hemoglobina (Fe), a mioglobina (Fe) e a vitamina B 12 (Co) e ativam ou regulam sua função. Boa parte dos 3 ou 4 g de ferro do corpo humano são encontrados na hemoglobina, a substância responsável pelo transporte do oxigênio para as células do corpo. A deficiência de ferro é marcada pela fadiga, por infecções e pela inflamação da boca. Uma pessoa tem também, em média, 2g de zinco; a falta desse elemento é observada pela perda do apetite, dificuldade de crescimento e por mudanças na pele. O corpo humano tem aproximadamente 75 mg de cobre, dos quais aproximadamente um terço é encontrado nos músculos, e o restante, em outros tecidos. O cobre está envolvido em muitas funções biológicas, de modo que sua deficiência apresenta distúrbios variados: anemia, degeneração do sistema nervoso, danos ao sistema imunológico e defeitos na cor e na estrutura dos cabelos. Propriedades Periódicas: - Raio atômico: o tamanho do átomo. - Energia de ionização: energia necessária para remover o elétron de maior energia (mais distante do núcleo) de um átomo ou íon, no estado gasoso. - Afinidade eletrônica ou eletroafinidade: a energia associada à entrada de um elétron num átomo do elemento no estado gasoso. - Eletronegatividade: capacidade de um determinado átomo de atrair os elétrons envolvidos em uma ligação química. - Pontos de fusão e de ebulição - Densidade ATENÇÃO: estudem os nomes e símbolos dos elementos representativos da tabela periódica, bem como o nome do grupo (ou família) a que pertence. 20
21 LIGAÇÕES QUÍMICAS Embora a Tabela Periódica reúna mais de 100 diferentes elementos, apenas cerca de trinta estão presentes nas moléculas constituintes do organismo humano, dos quais estão presentes em grandes proporções o carbono, o oxigênio, o nitrogênio e o hidrogênio. Os átomos tendem a se transformar em moléculas ou íons, de acordo com a Regra (ou teoria) do Octeto. Teoria do Octeto: os átomos tendem a ganhar, perder ou compartilhar elétrons até que eles estejam circundados por oito elétrons de valência. Símbolos de Lewis: é um tipo especial de notação para ressaltar a camada mais externa. Ligação química: é como se chama a união entre átomos. Para atingir a estabilidade os átomos se unem através de 3 tipos de ligação: iônica, covalente e metálica. LIGAÇÃO IÔNICA É a ligação química que se dá entre dois átomos quando um elétron, ou mais de um, se transfere da camada de valência de um átomo para a camada de valência de outro átomo. O átomo que perde os elétrons torna-se um cátion (íon positivo) e o que recebe o elétron torna-se um ânion (íon negativo). Envolve forças eletrostáticas que atraem íons de cargas opostas, formando um sólido iônico (retículo cristalino). Resulta da combinação entre: a) um metal com um não-metal ou b) um metal com o hidrogênio 21
22 os átomos dos metais possuem 1, 2 ou 3 elétrons na última camada e têm forte tendência a perdê-los. os átomos dos ametais possuem 5, 6 ou 7 elétrons na última camada e têm acentuada tendência a receber mais 3, 2 ou 1 elétron e, assim, completar seus octetos eletrônicos. Exemplo: Na Cl [ Na + ] [ Cl ] NaCl 22
23 O total de elétrons doados deve ser igual ao recebido, ou seja, a carga total positiva no composto formado deverá ser igual à negativa, o que o tornará eletricamente neutro como um todo. Para representar a fórmula de um composto iônico, basta descobrir qual a carga do íon estável formado pelo elemento e, a seguir, utilizar esta regra: CÁTION X+ y ÂNION Y- x Compostos iônicos: são substâncias constituídas por íons, ou seja, cátions e ânions provenientes de uma ligação iônica. Por exemplo, no NaCl os íons Na + e Cl - possuem cargas de sinais opostos, atraem-se mutuamente e mantêm-se unidos. Essa união é chamada de ligação iônica e origina uma estrutura altamente organizada, o retículo cristalino iônico. Os compostos iônicos são duros e quebradiços; apresentam elevados pontos de fusão e ebulição e são geralmente solúveis em solventes polares. O nome do composto iônico se forma pelo: nome do ânion de nome do cátion 23
24 Exercício 1. Considere os elementos Mg, Al, F, Cl, S, O, K, Ca. (a) Quais são metais? (b) Quais são não-metais? (c) Quais tendem a formar cátions? Qual o valor da carga de cada um dos íons? (d) Quais tendem a formar ânions? Qual o valor da carga de cada um dos íons? Exercício 2. Estabeleça a ligação entre átomos de magnésio ( 12 Mg) e cloro ( 17 Cl). Exercício 3. Os elementos A e B apresentam as seguintes configurações eletrônicas: A: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 e B: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 Qual a fórmula esperada para o composto formado entre esses dois elementos e qual a ligação envolvida? Exercício 4. Dê as fórmulas químicas dos compostos iônicos que se formam com os seguintes pares de elementos: (a) Ca e F (b) Na e S Exercício 5. Indique as ligações, através dos símbolos de Lewis, entre os seguintes átomos: (a) Al e F (e) Ca e N (b) Ca e H (f) Ca e Br (c) K e S (g) Al e O (d) Li e O 24
25 Exercício 6. Qual é a fórmula e o tipo de ligação mais prováveis de um composto resultante da combinação do potássio (Z =19) com o nitrogênio (Z = 7)? Justifique utilizando as estruturas de Lewis. LIGAÇÃO COVALENTE Ligação covalente comum ou normal Neste tipo de ligação, dois átomos compartilham elétrons provenientes de cada um. Ocorre quando os 2 elementos da ligação tendem a receber elétrons (não-metal) As substâncias formadas por ligações covalentes são chamadas de substâncias moleculares e podem ser sólidas, líquidas ou gasosas. Portanto, a ligação covalente acontece entre: não-metal + não-metal não-metal + hidrogênio fórmula eletrônica ou fórmula de Lewis fórmula estrutural 25
26 Exercício 7. Faça as fórmulas eletrônica (ou fórmula de Lewis) e estrutural para os compostos que apresentam as seguintes fórmulas moleculares: a) Cl 2 b) HCl c) H 2 O d) O 2 e) CO 2 f) N 2 número de ligações covalentes que um átomo faz é chamado de valência desse átomo. Assim, por exemplo, H e Cl são monovalentes, O é bivalente, N é trivalente e C é tetravalente. Outra expressão utilizada vem de acordo com o número de ligações covalentes formadas: ligação covalente dupla (O 2 ), ligação covalente tripla (N 2 ). Ligação covalente coordenada Termo antigo: ligação covalente dativa. Na ligação covalente comum o par eletrônico é formado por um elétron de cada átomo, mas na ligação coordenada o par eletrônico (2 elétrons) é fornecido por um dos átomos da ligação. 26
27 Comum e coordenada são apenas termos convenientes para indicar a origem dos elétrons do par compartilhado. Fórmula eletrônica de Lewis Fórmula estrutural Fórmula molecular O S O O = S O SO 2 H O Cl O H O Cl O HClO 2 POLARIDADE NAS LIGAÇÕES COVALENTES Escala de eletronegatividade de Pauling: Ligação covalente apolar: é a ligação covalente que se estabelece entre átomos de igual eletronegatividade, portanto, ambos os átomos atraem o par eletrônico com a mesma intensidade. Ex: F 2 diferença de eletronegatividade: 4,0 4,0 = 0 Ligação covalente polar: é a ligação covalente que se estabelece entre átomos de diferentes eletronegatividades, logo o par eletrônico estará distribuído assimetricamente, mais próximo do átomo mais eletronegativo. Ex: H F diferença de eletronegatividade: 4,0 2,1 = 1,9 δ + δ - H F o elemento mais eletronegativo desloca o par de elétrons adquirindo uma carga parcial negativa (δ - ) e o outro elemento que teve seu elétron mais distante uma carga parcial positiva (δ + ). 27
28 Representação das estruturas de Lewis 1. Desenhe o esqueleto básico da molécula, unindo os átomos por ligações simples. 2. Conte o número de elétrons de valência dos átomos. Para uma molécula, simplesmente somamos os elétrons de valência dos átomos participantes. 3. Coloque um par de elétrons em cada ligação. 4. Distribua os elétrons restantes sob a forma de pares não-compartilhados de modo que cada átomo tenha, se possível, 8 elétrons. 5. Coloque todos os elétrons adicionais no átomo central, em pares. Exercício 8 - Dê a estrutura de Lewis de: a) tetracloreto de carbono (CCl 4 ) b) amônia (NH 3 ) c) H 2 O d) CHCl 3 e) CH 4 f) Etileno (C 2 H 4 ) 28
29 Exceções a regra do octeto Em alguns casos, as ligações se completam com menos de 8 elétrons Ex: BeH 2 BF 3 Em outros casos, as ligações perfazem mais do que 8 elétrons Ex: PCl 5 SF 6 Esses casos só ocorrem quando o átomo central é relativamente grande, para que possa acomodar tantos elétrons ao seu redor. Por isso, essa chamada camada de valência expandida só aparece em elementos do 3 o período da Tabela Periódica para baixo. Compostos dos gases nobres Ex: XeF 2 XeF 4 POLARIDADE DAS MOLÉCULAS A polaridade de uma molécula depende do tipo de ligação (polar ou apolar) que ocorre entre os átomos e da geometria da molécula. As fórmulas de Lewis mostram dois tipos de pares de elétrons na camada de valência: - pares ligantes, que são compartilhados pelos átomos nas ligações - pares não-ligantes (ou pares isolados) Ex: H N H H pares ligantes par não-ligante A geometria da molécula pode ser determinada pelo modelo RPECV (repulsão dos pares de elétrons na camada de valência). A repulsão entre os pares elétrons se dá na ordem mostrada a seguir: - par não-ligante par não-ligante - par ligante par não-ligante REPULSÃO - par ligante par ligante O motivo é que os pares não-ligantes ocupam um espaço maior que os ligantes, de onde deriva a maior repulsão. Isso explica porque o ângulo H O H na água não é de 109,5, e sim menor. A maior repulsão dos pares não-ligantes provoca a redução do ângulo das ligações H O H, cujo valor experimental é de 104,5. 29
30 Como deteminar a geometria da molécula pelo RPECV? 1. Desenhar a estrutura de Lewis da molécula. 2. Determinar o número total dos pares de elétrons em torno do átomo central e, com a ajuda de tabela procurar a configuração espacial que torna mínima a repulsão entre os pares. 3. Descrever a geometria da molécula em termos da disposição angular dos pares ligantes. 4. Na previsão da geometria, uma ligação dupla ou tripla é contada como se fosse um par ligante. Ex: geometria da molécula de NH 3 deduzida a partir da estrutura de Lewis e do modelo da RPECV, que determina a geometria dos pares de elétrons. A ligação dos átomos, descreve, no final, a estrutura da molécula. Para saber mais, você poderá consultar os seguintes livros: - ATKINS, P., JONES, L. Princípios de Química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. Porto Alegre: Bookman, Capítulo 3, pág KOTZ, J. C., TREICHEL, P. Química & Reações Químicas. Vol. 1. Rio de Janeiro: LTC, Capítulo 9, página 255. Molécula apolar ocorre quando: Todas as ligações entre os átomos formadores da molécula são apolares: H H; Cl Cl A soma total dos momentos dipolares for igual a zero (µ total = 0) Ex: CO 2 e CH 4 H µ µ µ O = C = O µ C µ µ R = 0 H H H µ R = 0 Molécula polar ocorre quando tivermos ligações polares e a soma total dos momentos dipolares for diferente de zero (µ total 0): Exemplos: H 2 O HCl NH 3 µ µ µ O N µ µ H Cl H µ H H H H µ R 0 µ R 0 µ R 0 Obs: não esqueça que se trata de uma soma vetorial. 30
31 Regra prática para identificar se uma molécula é polar ou apolar: Se o número de pares eletrônicos ao redor do átomo central (incluindo os ligantes) for igual ao número de átomos iguais ligados a ele, a molécula será apolar. Caso estes números não coincidam, a molécula será polar. (As ligações dativas, duplas e triplas devem ser contadas como apenas um par eletrônico. Exemplos: CCl 4 4 pares eletrônicos e 4 átomos iguais apolar CHCl 3 4 pares eletrônicos e 3 átomos iguais polar SO 3 3 pares eletrônicos e 3 átomos íguais apolar HCN 2 pares eletrônicos e 0 átomos iguais polar BF 3 3 pares eletrônicos e 3 átomos iguais apolar H 2 O 4 pares eletrônicos e 2 átomos iguais polar NH 3 4 pares eletrônicos e 3 átomos iguais polar Regra de solubilidade: O semelhante dissolve o semelhante. - Substância polar tende a dissolver substância polar. - Substância apolar tende a dissolver substância apolar. Exercício 9 Considere as moléculas de HF, HCl, H 2 O, H 2, CCl 4, CH 2 Cl 2, O 2 e CH 4. a) Classifique essas moléculas em polares e apolares. b) São miscíveis partes iguais de HF e HCl? Justifique. c) São miscíveis partes iguais de HCl e H 2 O? Justifique. d) São miscíveis partes iguais de CCl 4 e CH 2 Cl 2? Justifique. e) São miscíveis partes iguais de CCl 4 e H 2 O? Justifique. f) São miscíveis partes iguais de CH 2 Cl 2 e H 2 O? Justifique. 31
32 LIGAÇÃO METÁLICA Os metais não exercem muita atração sobre os elétrons de sua camada de valência e portanto, possuem alta tendência a perder esses elétrons. Daí, um metal sólido ser constituído por átomos metálicos em posições ordenadas com seus elétrons de valência livres para se movimentar por todo o metal. Essa organização de íons metálicos positivos mergulhados num mar de elétrons livres é chamado modelo de mar de elétrons, que explica a condutividade elétrica dos metais e mantêm os átomos metálicos unidos. Ligas metálicas: são misturas sólidas de dois ou mais elementos, sendo quase que totalmente, ou na maior parte formado de elementos metálicos. Ex: - ouro 18 quilates: ouro e cobre - bronze: cobre e estanho - latão: cobre e zinco - aço: ferro e carbono INTERAÇÕES ou FORÇAS INTERMOLECULARES Até agora vimos ligações entre átomos ou íons. Entretanto, as moléculas com ligações covalentes podem por sua vez interagir com outras. As forças intermoleculares são forças de atração que ocorrem entre as moléculas (intermoleculares), mantendo-as unidas, e são bem mais fracas, quando comparadas às forças intramoleculares (ligação iônica e covalente), encontradas entre íons e átomos, que formam a substância. Cuidado! Não confundir com ligações entre os átomos. Essas forças atuam principalmente no estado sólido e líquido das substâncias. O conhecimento da extensão dessas interações nos levam a informações físicas importantes como ponto de fusão, ponto de ebulição, solubilidade etc. Tipos de interações intermoleculares: ligação de hidrogênio: 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 elétrons não compartilhados no átomo de F, O ou N de outra molécula. Ex: moléculas de H 2 O, NH 3 e HF. 32
33 Entre as propriedades físicas dos compostos, a solubilidade é uma das mais importantes. Por exemplo, a água se mistura muito bem com o álcool etílico (álcool comum), pois as forças intermoleculares destas duas moléculas são do tipo ligação de hidrogênio. Como há a possibilidade da formação de ligação de hidrogênio entre a água e o álcool etílico, estes dois compostos se misturam: H H O O H H H O CH 3 CH 2 OH H H O H H O CH 2 CH 3 água álcool etílico água-álcool dissolvidos forças de van der Waals: existem dois tipos mais importantes: Dipolo instantâneo-dipolo induzido ou força de dispersão de London: ocorre entre moléculas apolares (por ex. H 2, F 2, Cl 2, CO 2, CCl 4, CCl 4 ), pois quando estão perto uma das outras, ocorrem deformações das nuvens eletrônicas e surgem os dipolosinduzidos, unindo as moléculas apolares entre si. 33
34 δ- δ+ δ- δ+ δ- δ+ Molécula Molécula Molécula Uma distorção momentânea da nuvem eletrônica produz um dipolo instantâneo que induz ao aparecimento de um dipolo na molécula vizinha dipolo permanente ou dipolo-dipolo: é a força de atração existente entre moléculas polares (por ex. HCl, HBr, H 2 S, CO, HCCl 3 ). As moléculas por apresentarem um dipolo permanente, ou seja, um pólo de carga positiva e outro de carga negativa, atraem-se mutuamente, de modo que o pólo positivo de uma molécula atrai o pólo negativo de outra molécula e assim sucessivamente. Ex: molécula de HCl, onde o cloro com carga parcial negativa atrai a extremidade positiva da molécula vizinha. H Cl H Cl δ+ δ- δ+ δ- interações dipolo-dipolo Exercício 10. O que mantém as moléculas de bromo (Br 2 ) unidas no estado líquido são: (a) ligações covalentes (c) interações tipo dipolo-dipolo (b) ligações iônicas (d) interações tipo dipolo-dipolo induzido 34
35 Exercício 11. Durante a ebulição da água são rompidas: (a) ligações covalentes (c) interações tipo ponte de hidrogênio (b) ligações iônicas (d) interações tipo dipolo-dipolo Interações intermoleculares e ponto de ebulição e fusão Quando uma substância molecular muda de estado físico, as moléculas tendem a se separar umas das outras, rompendo assim a força intermolecular. Assim, ao ferver HF, estamos rompendo ligações de hidrogênio; ao ferver HCl, HBr ou HI(polares), estamos quebrando interações dipolo-dipolo; e ao ferver, Cl 2, Br 2 ou I 2 (apolares), estamos rompendo dipolo induzido-induzido. Quanto mais forte a força intermolecular, mais unidas estarão as moléculas, mais difícil será separá-las, mais calor será necessário e, portanto, maiores serão os pontos de fusão (PF) e ebulição (PE) da substância. Ligações de hidrogênio > dipolo dipolo > dipolo induzido dipolo induzido Exercício 12. Com relação aos compostos I, II e III a seguir, responda: I CH 3 CH 2 CH 3 II III a) Qual o que possui maior ponto de ebulição? Justifique sua resposta. b) Qual o menos solúvel em água? Justifique a sua resposta. c) Quais aqueles que formam ligações de hidrogênio entre suas moléculas? Mostre a formação das ligações. Exercício 13. Uma das propriedades que determina maior ou menor concentração de uma vitamina na urina é a sua solubilidade em água. a) Qual dessas vitaminas é mais facilmente eliminada na urina? Justifique. b) Dê uma justificativa para o ponto de fusão da vitamina C ser superior ao da vitamina A. Vitamina A (ponto de fusão = 62ºC) 35
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