Apostila de Química

56 Pages·2008·0.824 MB·Portuguese

by  IESDE Brasil S/A

Q u í m i c a
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Sumário
Estrutura atômica ...........................................................................................................................3
Distribuição eletrônica....................................................................................................................4
Classificação periódica dos elementos ............................................................................................5
Estudo dos íons ..............................................................................................................................7
Ligações químicas ..........................................................................................................................7
Funções inorgânicas .....................................................................................................................12
Reações inorgânicas .....................................................................................................................15
Cálculo estequiométrico ...............................................................................................................17
Gases............................................................................................................................................18
Soluções .......................................................................................................................................19
Termoquímica ...............................................................................................................................21
Cinética ........................................................................................................................................22
Equilíbrio químico ........................................................................................................................24
Eletroquímica ...............................................................................................................................26
Radioatividade .............................................................................................................................29
Classificações das cadeias carbônicas ...........................................................................................31
Principais radicais orgânicos .........................................................................................................32
Funções mistas em ordem de prioridade decrescente ..................................................................33
Regras em reações orgânicas .............................................................................................................36
Acidez e basicidade dos compostos orgânicos ...............................................................................36
Isomeria .......................................................................................................................................53
Bioquímica ...................................................................................................................................53
Proteínas ......................................................................................................................................54
Glicídeos (carboidratos ou açúcares) ............................................................................................54
Química do petróleo ....................................................................................................................54
Química do carvão .......................................................................................................................54
Tabela periódica ...........................................................................................................................55
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Química
Química geral
Estrutura atômica Nêutron A.
S.
asil
Br
E
Próton D
S
E
Modelo atômico de Dalton I
Elétron
• Esferas minúsculas, maciças e sem carga.
• Nome do modelo = Bola de bilhar.
Modelo atômico
Modelo
de Niels Bohr
atômico de Rutherford
• Os elétrons giram, espontaneamente, ao redor
• Átomo é descontínuo com predominância de es- do núcleo em sete órbitas circulares bem defi-
paços vazios, formado por núcleo e eletrosfera. nidas, denominadas de K, L, M, N, O, P, Q sem
perder nem ganhar energia.
• Núcleo pequeno e positivo, onde se encontram
os prótons, é no núcleo que se concentra quase • Os níveis de energia podem ser representados
toda a massa do átomo. pelos números de 1 a 7 denominados de nú-
meros quânticos principais, representados pela
• A eletrosfera é a região ao redor do núcleo em
letra “n”.
que os elétrons giram em órbitas circulares.
• O diâmetro do átomo é de 10 000 a 100 000
A.
vezes maior que o diâmetro do núcleo. asil S.
• Nome do modelo = Planetário. Br
Po Pb S.A. K – 2 L – 8 M – 18 N – 32 O – 32 P – 18 Q – 2 IESDE
asil
Pb E Br
D
Partículas ZnS IES
Alfa Au
Subníveis de energia
Número quântico principal (n) indica o nível de
Partículas elementares
energia (ou camada eletrônica) em relação ao núcleo.
ou fundamentais
N.º máximo
Camada n
de elétrons
Próton Nêutron Elétron K 1 2
Carga
+ 1 0 – 1 L 2 8
relativa
M 3 18
Massa
1 1 1/1836 N 4 32
relativa
O 5 32
P 6 18
Q 7 2
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Química
Número quântico secundário ( ) indica os sub- Distribuição
níveis de energia.
eletrônica
Subnível s p d f
0 1 2 3 Os elétrons de qualquer átomo ficam distribuídos
N.º máximo de 2 6 10 14 na eletrosfera, preenchendo completamente os sub-
elétrons níveis, sempre em um sentido crescente de energia,
obedecendo a seta do diagrama de Linus Pauling.
Número quântico magnético (m ) indica a orien-
tação do orbital no espaço (orbital do elétron).
1s2
2s2 2p6
ubnível mNa.gº nqéutâicnot i(cmo ) N.º de rbitais 345sss222 345ppp666 345ddd111000 45ff1144
S o
6s2 6p6 6d10
s 0 1
0 7s2 7p6
p 1 3
– 1 0 + 1
d 2 5
– 2 – 1 0 + 1+ 2 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, ...
f 3 7
– 3 – 2 – 1 0 + 1+ 2+ 3
• Camada de valência – é a última camada de um
elemento químico.
Número quântico spin (ms) indica o movimento • Subnível mais energético ou elétron dife-
de rotação do elétron. Só podendo assumir dois va- rencial – é o último subnível a ser inserido em
lores: +1/2 ou –1/2. uma distribuição eletrônica.
Quando os spins de um elétron estão em mesmo • Regra de Hund – em um subnível o elétron
sentido de rotação, há repulsão entre eles, e quando sempre ocupa o orbital vazio, para depois ocu-
estão em sentido contrário de rotação, eles podem par o semipreenchido.
ficar no mesmo orbital.
3d10 N.O DE ELÉTRONS
Princípio da
SUBNÍVEL
NÍVEL
exclusão de Pauling
Um orbital pode ter, no máximo, dois elétrons e
eles devem ter spins contrários. Átomo e elemento químico
Elemento químico é o conjunto de átomos com o
A.
S. mesmo número atômico.
asil
Br
E
D
S NOTAÇÃO: EA
IE Z
ms + 1/2 ms – 1/2
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Química
Número atômico Classificação
Número atômico (Z) é a quantidade de prótons
periódica
no núcleo desse átomo.
dos elementos
Z = p = e
A classificação periódica atual está fundamentada
na lei de Moseley, que dispõe os elementos em ordem
Número de massa
crescente de número atômico. E muitas propriedades
físicas e químicas seguem esse mesmo princípio.
Número de massa (A) é a soma do número de
prótons com o número de nêutrons de um átomo. Esses elementos distribuídos em ordem crescente
de número atômico estão arrumados em sete linhas
horizontais, denominadas períodos e em dezoito fi-
A = p + n
las verticais denominadas grupos ou famílias.
Elementos de um mesmo período têm o mesmo
número de camadas eletrônicas.
Relação entre os átomos
Elementos de uma mesma família ou grupo têm
as mesmas propriedades físicas e químicas por terem
Isótopos, isóbaros e isótonos
sempre o mesmo número de elétrons na camada de
valência.
Isótopos
As dezoitos colunas
São átomos que têm o mesmo número de pró-
tons e diferente número de massa.
Elementos
Ca40 e Ca41
20 20 representativos ou normais
Isótopos do elemento hidrogênio
Todos pertencentes aos de grupos A.
H1 H2 H3
1 1 1 • Elétron de diferenciação sem-
Prótio Deutério Trítio
pre em subnível s ou p.
• Camadas internas com subní-
Isóbaros
veis completos.
São átomos de elementos diferentes com o mes- • O número da família ou grupo ao
mo número de massa. qual o elemento pertence é sem-
Ca40 e Ar40 pre igual ao número de elétrons
20 18
em sua camada de valência.
Isótonos
São átomos de elementos diferentes com diferen- Exemplo:
tes números de prótons e de massa, mas com a mes-
ma quantidade de nêutrons. 1s2, 2s2, 2p6, 3s2,
4s2, 4p5
3p6, 3d10
B11 e C12
5 6 Camada
n=6 n=6 Br de valên-
35 Camadas internas
cia com 7
completas
elétrons.
Família 7A
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Química
Algumas famílias do grupo A, por serem mais importantes que outras, recebem nomes especiais.
Nome da Camada de
Família Elementos
família valência
1A Metais alcalinos H Li Na K Rb Cs Fr ns1
Metais alcalinos-
2A Be Mg Ca Sr Ba Ra ns2
-terrosos
6A Calcogênios O S Se Te Po ns2, np4
7A Halogênios F Cl Br I At ns2, np5
0 ou 8A Gases nobres He Ne Ar Kr Xe Rn ns2 ou ns2,np6
Elementos de transição Exemplo:
externa ou simples
1s2, 2s2, 2p6, 3s2,
3p6, 3d10, 4s2, 4p6, 6s2
Todos pertencentes aos de grupos B.
4d10, 4f9, 5s2, 5p6
• elétron de diferenciação sem- Tb Antepenúltima Camada
65
camada com f de
pre em subnível d incompleto.
incompleto valência
• são elementos de transição ex-
Elemento de transição interna
terna os 3B até 8B.
Exemplo:
Blocos s, p, d, f
1s2, 2s2, 3s2, 3p6,
4s2 O elétron de diferenciação de um átomo é sempre o
2p6 3d8
último a entrar no orbital do átomo e terá sempre um
Penúltima
lugar fixo na tabela que é dividida em quatro blocos.
camada Camada
Ni com d de
28 A.
incom- valência S.
pleto Brasil
E
Elemento de transição externa D
S
E
ou simples I
Elementos de
transição interna Propriedades
periódicas e aperiódicas
• Elétron de diferenciação sem-
pre em subnível f.
Raio atômico:
• Lantanídeos com elétron de di-
ferenciação em subnível 4f. o tamanho do átomo
• Actinídeos com elétron de dife-
Quanto maior o número de camadas de um áto-
renciação em subnível 5f.
mo, maior será o seu raio em uma família e, quanto
ao período, o raio cresce no sentido em que decres-
cem as cargas nucleares.
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Química
Generalizando Afinidade eletrônica
Em uma família: o raio atômico aumenta de cima ou eletroafinidade
para baixo na tabela, devido ao número de níveis.
É a energia liberada por um átomo no estado ga-
Em um período: o tamanho do átomo aumenta soso, quando este recebe um elétron.
da direita para a esquerda na tabela, devido à di-
minuição do número de prótons nesse sentido, o que A.
S.
diminui a força de atração sobre os elétrons. asil
Afinidade eletrônica Br
asil S.A. ou eletroafinidade IESDE
Br
raio atômico DE
S
E
I
Estudo dos íons
Eletropositividade
É a tendência de um átomo em perder elétrons Átomo neutro
para outro, no instante de uma ligação química.
A quantidade de prótons ( p+ ) é igual a quantida-
de de elétrons ( e- ).
A.
S.
asil P+ = e–
Br
eletropositividade DE
S
Lembre-se: não se define IE Íons
eletropositividade para
gases nobres.
Os metais têm uma tendência a perder os elétrons
de sua última camada, transformando-se nos íons de
Eletronegatividade carga positiva denominados de cátions.
É a força com que um átomo recebe elétron de M0 + energia M+ + e–
outro átomo, no instante de uma ligação química. Os não-metais têm uma tendência a receber elé-
trons em sua última camada, transformando-se em
A. íons de carga negativa denominados de ânions.
S.
asil X0 + e– X– + energia
Br
eletronegatividade E
D
S
E
Lembre-se: não se defi- I
ne eletronegatividade Ligações químicas
para gases nobres.
Potencial de ionização
Regra do octeto
É a energia necessária para a retirada de um elé-
tron da camada mais externa de um átomo isolado.
Todos os átomos adquirem
A. estabilidade química quando
S.
asil apresentam 8 elétrons em sua
Br camada de valência, ou, 2 elé-
Potencial de ionização E
D
S trons quando tiveram somente
E
I
a camada K.
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Química
Ligação iônica Ligação covalente dupla
É a única ligação que ocorre com a transferên- É a ligação que se forma pelo compartilhamento
cia definitiva de elétrons do metal (cátion), para o de dois elétrons (um par) de cada átomo.
não-metal (ânion).
O resultado de sua ligação forma somente com- O O O O O
2
postos iônicos.
O C O O C O CO
2
Quando o metal perde elétrons, sofre oxidação.
Fórmula Fórmula Fórmula
Já o não-metal ao receber elétrons, sofre redução. eletrônica estrutural molecular
H METAL
Ligação covalente tripla
METAL NÃO-METAL
É a ligação que se forma pelo compartilhamento
de três elétrons de cada átomo.
Exemplo:
Na – 1e Na+
Oxidação N N N N N
átomo cátion 2
H C N H — C N HCN
Cl + 1e Cl–
Redução
átomo ânion Fórmula Fórmula Fórmula
eletrônica estrutural molecular
Fórmula de Lewis ou Fórmula Eletrônica ou
Fórmula Iônica
Ligação covalente
Na+ [Cl ]– Na+ Cl– = NaCl
coordenada ou dativa ( )
Fórmula Fórmula
de Lewis iônica
É a ligação formada pelo “empréstimo” de pares
de elétrons que sobram do átomo que está envolvido
Ligação covalente
na ligação covalente para satisfazer a regra do octe-
to. Pode ser representada por uma seta.
A ligação é estabelecida pelo compartilhamento
de elétrons dos elementos denominados de não-
metais (5A, 6A, 7A e H).
O S O O S O SO
2
Fórmula Fórmula Fórmula
H NÃO-METAL
eletrônica estrutural molecular
NÃO-METAL NÃO-METAL
Propriedades dos compostos covalentes
Ligação covalente simples
• Baixo ponto de fusão ( P ).
É a ligação que se forma pelo compartilhamento f
de apenas um elétron de cada átomo. • Baixo ponto de ebulição ( P ).
e
• Não conduzem corrente elétrica quando puros.
Exemplo:
Somente compostos covalentes polares que se
ionizam conduzem corrente elétrica.
H Br H — Br HBr
Propriedades dos compostos iônicos
Cl Cl Cl — Cl Cl
2
• Alto ponto de fusão ( P ).
Fórmula Fórmula Fórmula f
eletrônica estrutural molecular • Alto ponto de ebulição ( P ).
e
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Química
• São sólidos à temperatura ambiente (25°C).
• São condutores elétricos quando fundido ou em solução aquosa.
A tabela a seguir representa as ligações covalentes normais e dativas que os átomos podem fazer.
Família 1A 4A 5A 6A 7A
Elétrons de
1 4 5 6 7
valência
Represen-
E E E E E
tação
4 simples — C —
3 simples e 1 2 simples e 2
dativa dativas
N
CLoivgaalçeõnetes s 1 ligação 2 simdupplelas e 1 C O 1 simples e 3
simples dativas
normais e
Dativas H — 2 duplas C 1 simples 1 — Br
1 dupla e até
dupla e até 1
1 simples e 1 — C dativa duas dativas
tripla O
— N
Orbitais moleculares do tipo sigma
Na ligação covalente, os elétrons que participam da ligação deixam seus orbitais atômicos de origem e
passam a ocupar um novo orbital chamado de molecular, onde esse compreende os dois núcleos dos dois
átomos que estão se ligando.
Orbitais Orbitais A.
S.
atômicos moleculares asil
Br
s s (s – s) E
D
+ ES
H H H H I
s p (s – p)
+
Cl H – Cl
H
(p – p)
p p
+
Cl Cl Cl – Cl
Orbitais moleculares do tipo P
Surge da interpenetração de dois orbitais do tipo p, quando em paralelo e quando também já existe uma
ligação sigma entre eles.
p p A.
S.
asil
Br
E
D
S
E
I
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Química
Hibridação
Hibridação Elementos Geometria Ângulo
— C — — Si —

109028’
sp3 — Ge —
O na H O Angular 104030’
2
N na NH Piramidal 1070
3
sp2 C B — 1200

— C C
sp 180o
— Be —
Ligação metálica
H CO
2 2
H+ — H+ O C O
É a ligação que ocorre entre íons e átomos de me-
= 0 = 0
tais, também conhecida como liga metálica.
Moléculas polares: são aquelas formadas quan-
Metal Metal
do o momento dipolar é não nulo (≠ 0), ou quando
os átomos envolvidos na ligação são iguais.
Polaridade das ligações  Observação
Ligação covalente apolar: é aquela formada por Moléculas formadas por dois átomos, sendo um
átomos idênticos ou de mesma eletronegatividade. deles o C, Si, Ge ou Be, resultará em uma molécula
apolar.
H — H Cl — Cl O O
Ligação covalente polar: é aquela formada por HCl H+ Cl– H2O H
átomos diferentes ou de eletronegatividade dife- 0 O H
0
rentes, onde os elétrons se deslocam para o lado do
átomo de maior eletronegatividade, criando um mo-
mento dipolar (µ).
Forças intermoleculares
H+ — Cl– O C O
Forças dipolo-dipolo
Forças que se dão entre moléculas polares,
Polaridade das moléculas ou seja, que apresentam extremidades com
dipolo elétrico permanente (momento dipolar
Moléculas apolares: são aquelas formadas por áto-
diferente de zero).
mos idênticos ou com momento dipolar nulo (= 0).
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