Teoria atômica da matéria

Teoria atômica da matéria
John Dalton: Cada elemento é composto de átomos. Todos os átomos de um elemento são idênticos. Nas reações químicas, os átomos não são alterados. Os compostos são formados quando átomos de mais de um elemento se combinam. Lei de Dalton das proporções múltiplas: Quando dois elementos formam diferentes compostos, a proporção da massa dos elementos em um composto está relacionada à proporção da massa do outro através de um número inteiro pequeno.

A descoberta da estrutura atômica
Os gregos antigos foram os primeiros a postular que a matéria é constituída de elementos indivisíveis. Mais tarde, os cientistas constataram que o átomo era constituído de entidades carregadas. Raios catódicos e elétrons Um tubo de raios catódicos (CRT) é um recipiente profundo com um eletrodo em cada extremidade. Uma voltagem alta é aplicada através dos eletrodos.

Raios catódicos e elétrons A voltagem faz com que partículas negativas se desloquem do eletrodo negativo para o eletrodo positivo. A trajetória dos elétrons pode ser alterada pela presença de um campo magnético. Considere os raios catódicos saindo do eletrodo positivo através de um pequeno orifício. Se eles interagirem com um campo magnético perpendicular a um campo elétrico aplicado, os raios catódicos podem sofrer diferentes desvios.

Raios catódicos e elétrons A quantidade de desvio dos raios catódicos depende dos campos magnético e elétrico aplicados. Por sua vez, a quantidade do desvio também depende da proporção carga-massa do elétron. Em 1897, Thomson determinou que a proporção carga-massa de um elétron é 1,76  108 C/g. Objetivo: encontrar a carga no elétron para determinar sua massa.

Raios catódicos e elétrons

Radioatividade Considere o seguinte experimento: Uma substância radioativa é colocada em um anteparo contendo um pequeno orifício de tal forma que um feixe de radiação seja emitido pelo orifício. A radiação passa entre duas chapas eletricamente carregadas e é detectada. Três pontos são observados no detector: um ponto no sentido da chapa positiva, um ponto que não é afetado pelo campo elétrico, um ponto no sentido da chapa negativa.

Radioatividade

Radioatividade Um alto desvio no sentido da chapa positiva corresponde à radiação que é negativamente carregada e tem massa baixa. Essa se chama radiação  (consiste de elétrons). Nenhum desvio corresponde a uma radiação neutra. Essa se chama radiação  Um pequeno desvio no sentido da chapa carregada negativamente corresponde à radiação carregada positivamente e de massa alta. Essa se chama radiação .

O átomo com núcleo Pela separação da radiação, conclui-se que o átomo consiste de entidades neutras e carregadas negativa e positivamente. Thomson supôs que todas essas espécies carregadas eram encontradas em uma esfera.

O átomo com núcleo Rutherford executou o seguinte experimento: Uma fonte de partículas foi colocada na boca de um detector circular. As partículas  foram lançadas através de um pedaço de chapa de ouro. A maioria das partículas  passaram diretamente através da chapa, sem desviar. Algumas partículas  foram desviadas com ângulos grandes. Se o modelo do átomo de Thomson estivesse correto, o resultado de Rutherford seria impossível.

O átomo com núcleo Para fazer com que a maioria das partículas  passe através de um pedaço de chapa sem sofrer desvio, a maior parte do átomo deve consistir de carga negativa difusa de massa baixa  o elétron. Para explicar o pequeno número de desvios grandes das partículas , o centro ou núcleo do átomo deve ser constituído de uma carga positiva densa.

O átomo com núcleo Rutherford modificou o modelo de Thomson da seguinte maneira: Suponha que o átomo é esférico mas a carga positiva deve estar localizada no centro, com uma carga negativa difusa em torno dele.

O átomo consite de entidades neutras, positivas e negativas (prótons, elétrons e nêutrons). Os prótons e nêutrons estão localizados no núcleo do átomo, que é pequeno. A maior parte da massa do átomo se deve ao núcleo. Pode haver um número variável de nêutrons para o mesmo número de prótons. Os isótopos têm o mesmo número de prótons, mas números diferentes de nêutrons. Os elétrons estão localizados fora do núcleo. Grande parte do volume do átomo se deve aos elétrons.

A visão moderna da estrutura atômica
Isótopos, números atômicos e números de massa Número atômico (Z) = número de prótons no núcleo. Número de massa (A) = número total de núcleos no núcleo (por exemplo, prótons e nêutrons). Por convenção, para um elemento X, escreve-se ZAX. Isótopos têm o mesmo Z, porém A é diferente. Encontramos o Z na tabela periódica.

A escala de massa atômica
Pesos atômicos A escala de massa atômica A massa do 1H é 1,6735 x g e do 16O é 2,6560 x g. Definimos: a massa de 12C = exatamente 12 u. Usando unidades de massa atômica: 1 u = 1,66054 x g 1 g = 6,02214 x 1023 u

Massas atômicas médias
Pesos atômicos Massas atômicas médias A massa atômica relativa: massas médias dos isótopos: O C natural: 98,892 % de 12C + 1,107 % de 13C. A massa média do C: (0,9893)(12 u) + (0,0107)(13,00335) = 12,01 u A massa atômica (MA) é também conhecida como massa atômica média. As massas atômicas estão relacionadas na tabela periódica.

A tabela periódica A tabela periódica é utilizada para organizar os 114 elementos de modo significativo. Como consequência dessa organização, existem propriedades periódicas associadas à tabela periódica.

A tabela periódica As colunas na tabela periódica chamam-se grupos (numeradas de 1A a 8A ou de 1 a 18). As linhas na tabela periódica chamam-se períodos. Os metais estão localizados no lado esquerdo da tabela periódica (a maioria dos elementos são metais). Os não-metais estão localizados na parte superior do lado direito da tabela periódica. Os elementos com propriedades similares, tanto com os metais quanto com os não-metais, são chamados metalóides e estão localizados no espaço entre os metais e os não-metais.

A tabela periódica Alguns dos grupos na tabela periódica recebem nomes especiais. Estes nomes indicam as similaridades entre os membros de um grupo: Grupo 1A: Metais alcalinos Grupo 2A: Metais alcalinos terrosos Grupo 6A: Calcogênios Grupo 7A: Halogênios Grupo 8A: Gases nobres

Moléculas e compostos moleculares
Moléculas e fórmulas químicas Moléculas são reuniões de dois ou mais átomos ligados entre si. Cada molécula tem uma fórmula química. A fórmula química indica quais átomos são encontrados na molécula e em qual proporção eles são encontrados. Compostos formados a partir de moléculas são compostos moleculares. As moléculas que contêm dois átomos ligados entre si são chamadas moléculas diatômicas.

Moléculas e fórmulas químicas

Fórmulas moleculares e mínimas Fórmulas moleculares Fornecem os números e tipos reais de átomos em uma molécula. Exemplos: H2O, CO2, CO, CH4, H2O2, O2, O3 e C2H4.

Fórmulas moleculares e mínimas Fórmulas moleculares

Ións e compostos iônicos
Quando um átomo ou uma molécula perde elétrons, eles ficam com carga positiva. Por exemplo, quando o Na perde um elétron, ele se transforma em um Na+. Íons com carga positiva são chamados de cátions.

Quando um átomo ou uma molécula ganha elétrons, eles ficam com carga negativa. Por exemplo, quando o Cl ganha um elétron ele se transforma em Cl. Íons com carga negativa são chamados de ânions. Um átomo ou uma molécula pode perder mais de um elétron.

Em geral: átomos metálicos tendem a perder elétrons para se transformarem em cátions; íons não-metálicos tendem a ganhar elétrons para formarem ânions. Previsão das cargas iônicas O número de elétrons que um átomo perde está relacionado com a sua posição na tabela periódica.

Previsão das cargas iônicas

Grande parte da química envolve a transferência de elétrons entre substâncias. Exemplo: Para formar o NaCl, o átomo de sódio neutro, Na, deve perder um elétron para se transformar em um cátion: Na+. O elétron não pode ser totalmente perdido, dessa forma ele é transferido para um átomo de cloro, Cl, que então se transforma em um ânion: o Cl-. Os íons Na+ e Cl- ligam-se para formar o cloreto de sódio (NaCl), mais conhecido como sal de cozinha.

Importante: observe que não existem moléculas de NaCl facilmente identificáveis na rede iônica. Portanto, não podemos usar fórmulas moleculares para descrevermos substâncias iônicas. Considere a formação do Mg3N2: O Mg perde dois elétrons para se transformar em um Mg2+; O nitrogênio ganha três elétrons para se transformar em um N3-. Para uma substância neutra, o número de elétrons perdidos e ganhos deve ser igual.

No entanto, o Mg só pode perder elétrons de dois em dois, e o N só pode receber elétrons de três em três. Conseqüentemente, o Mg precisa perder 6 elétrons (2  3) e o N precisa ganhar esses 6 elétrons (3  2). Isto é, 3 átomos de Mg precisam formar 3 íons Mg2+ (totalizando 3  2+ cargas), e 2 átomos de N precisam formar 2 íons N3- (totalizando 2  3- cargas). Portanto, a fórmula é Mg3N2.

Nomeclatura de composto inorgânicos
A nomenclatura de compostos é dividida em compostos orgânicos (aqueles que contêm C) e compostos inorgânicos (o resto da tabela periódica). Os cátions formados a partir de um metal têm o mesmo nome do metal. Exemplo: Na+ = íon de sódio.

Natureza ondulatória da luz
A teoria atômica moderna surgiu a partir de estudos sobre a interação da radiação com a matéria. A radiação eletromagnética se movimenta através do vácuo com uma velocidade de 3,00  108 m/s. As ondas eletromagnéticas têm características ondulatórias semelhantes às ondas que se movem na água. Por exemplo: a radiação visível tem comprimentos de onda entre 400 nm (violeta) e 750 nm (vermelho).

Natureza ondulatória da luz

Espectros de linhas e o modelo de Bohr
Rutherford supôs que os elétrons orbitavam o núcleo da mesma forma que os planetas orbitam em torno do sol. Entretanto, uma partícula carregada movendo em uma trajetória circular deve perder energia. Isso significa que o átomo deve ser instável de acordo com a teoria de Rutherford. Bohr observou o espectro de linhas de determinados elementos e admitiu que os elétrons estavam confinados em estados específicos de energia. Esses foram denominados órbitas.

Espectros de linhas e o modelo de Bohr
A primeira órbita no modelo de Bohr tem n = 1, é a mais próxima do núcleo e convencionou-se que ela tem energia negativa. A órbita mais distante no modelo de Bohr tem n próximo ao infinito e corresponde à energia zero. Os elétrons no modelo de Bohr podem se mover apenas entre órbitas através da absorção e da emissão de energia em quantum (h).

O Comportamento ondulatório da matéria
Sabendo-se que a luz tem uma natureza de partícula, parece razoável perguntar se a matéria tem natureza ondulatória. Utilizando as equações de Einstein e de Planck, De Broglie mostrou: O momento, mv, é uma propriedade de partícula, enquanto  é uma propriedade ondulatória. de Broglie resumiu os conceitos de ondas e partículas, com efeitos notáveis se os objetos são pequenos.

O Comportamento ondulatório da matéria
O princípio da incerteza O princípio da incerteza de Heisenberg: na escala de massa de partículas atômicas, não podemos determinar exatamente a posição, a direção do movimento e a velocidade simultaneamente. Para os elétrons: não podemos determinar seu momento e sua posição simultaneamente. Se x é a incerteza da posição e mv é a incerteza do momento, então:

Mecânica quântica e orbitais atômicos
Schrödinger propôs uma equação que contém os termos onda e partícula. A resolução da equação leva às funções de onda. A função de onda fornece o contorno do orbital eletrônico. O quadrado da função de onda fornece a probabilidade de se encontrar o elétron, isto é, dá a densidade eletrônica para o átomo.

Mecânica quântica e orbitais atômicos

Orbitais e números quânticos
Mecânica quântica e orbitais atômicos Orbitais e números quânticos Se resolvermos a equação de Schrödinger, teremos as funções de onda e as energias para as funções de onda. Chamamos as funções de onda de orbitais. A equação de Schrödinger necessita de três números quânticos: Número quântico principal, n. Este é o mesmo n de Bohr. À medida que n aumenta, o orbital torna-se maior e o elétron passa mais tempo mais distante do núcleo.

Mecânica quântica e orbitais atômicos Orbitais e números quânticos 2. O número quântico azimuthal, l. Esse número quântico depende do valor de n. Os valores de l começam de 0 e aumentam até n -1. Normalmente utilizamos letras para l (s, p, d e f para l = 0, 1, 2, e 3). Geralmente nos referimos aos orbitais s, p, d e f. 3. O número quântico magnético, ml. Esse número quântico depende de l. O número quântico magnético tem valores inteiros entre -l e +l. Fornecem a orientação do orbital no espaço.

Mecânica quântica e orbitais atômicos Orbitais e números quânticos

Mecânica quântica e orbitais atômicos Orbitais e números quânticos Os orbitais podem ser classificados em termos de energia para produzir um diagrama de Aufbau. Observe que o seguinte diagrama de Aufbau é para um sistema de um só elétron. À medida que n aumenta, o espaçamento entre os níveis de energia torna-se menor.

Mecânica quântica e orbitais atômicos Orbitais e números quânticos

Representações orbitias
Orbitais s Todos os orbitais s são esféricos. À medida que n aumenta, os orbitais s ficam maiores. À medida que n aumenta, aumenta o número de nós. Um nó é uma região no espaço onde a probabilidade de se encontrar um elétron é zero. Em um nó, 2 = 0 Para um orbital s, o número de nós é n-1.

Orbitais s

Orbitais p Existem três orbitais p, px, py, e pz. Os três orbitais p localizam-se ao longo dos eixos x-, y- e z- de um sistema cartesiano. As letras correspondem aos valores permitidos de ml, -1, 0, e +1. Os orbitais têm a forma de halteres. À medida que n aumenta, os orbitais p ficam maiores. Todos os orbitais p têm um nó no núcleo.

Orbitais p

Orbitais d e f Existem cinco orbitais d e sete orbitais f. Três dos orbitais d encontram-se em um plano bissecante aos eixos x-, y- e z. Dois dos orbitais d se encontram em um plano alinhado ao longo dos eixos x-, y- e z. Quatro dos orbitais d têm quatro lóbulos cada. Um orbital d tem dois lóbulos e um anel.

Átomos polieletrônicos
Orbitais e suas energias Orbitais de mesma energia são conhecidos como degenerados. Para n  2, os orbitais s e p não são mais degenerados porque os elétrons interagem entre si. Portanto, o diagrama de Aufbau apresenta-se ligeiramente diferente para sistemas com muitos elétrons.

Orbitais e suas energias

Spin eletrônico e o princípio da exclusão de Pauli O espectro de linhas de átomos polieletrônicos mostra cada linha como um par de linhas minimamente espaçado. Stern e Gerlach planejaram um experimento para determinar o porquê. Um feixe de átomos passou através de uma fenda e por um campo magnético e os átomos foram então detectados. Duas marcas foram encontradas: uma com os elétrons girando em um sentido e uma com os elétrons girando no sentido oposto.

Spin eletrônico e o princípio da exclusão de Pauli

Spin eletrônico e o princípio da exclusão de Pauli Já que o spin eletrônico é quantizado, definimos ms = número quântico de rotação =  ½. O princípio da exclusão de Pauli: dois elétrons não podem ter a mesma série de 4 números quânticos. Portanto, dois elétrons no mesmo orbital devem ter spins opostos.

Spin eletrônico e o princípio da exclusão de Pauli Na presença de um campo magnético, podemos elevar a degeneração dos elétrons.

Configurações eletrônicas
Regra de Hund As configurações eletrônicas nos dizem em quais orbitais os elétrons de um elemento estão localizados. Três regras: - Os orbitais são preenchidos em ordem crescente de n. - Dois elétrons com o mesmo spin não podem ocupar o mesmo orbital (Pauli). - Para os orbitais degenerados, os elétrons preenchem cada orbital isoladamente antes de qualquer orbital receber um segundo elétron (regra de Hund).

Configurações eletrônica condensadas O neônio tem o subnível 2p completo. O sódio marca o início de um novo período. Logo, escrevemos a configuração eletrônica condensada para o sódio como Na: [Ne] 3s1 [Ne] representa a configuração eletrônica do neônio. Elétrons mais internos: os elétrons no [Gás Nobre]. Elétrons de valência: os elétrons fora do [Gás Nobre].

Metais de transição Depois de Ar, os orbitais d começam a ser preenchidos. Depois que os orbitais 3d estiverem preenchidos, os orbitais 4p começam a ser preenchidos. Metais de transição: são os elementos nos quais os elétrons d são os elétrons de valência.

Lantanídeos e actinídeos Do Ce em diante, os orbitais 4f começam a ser preenchidos. Observe: La: [Kr]6s25d14f1 Os elementos Ce -Lu têm os orbitais 4f preenchidos e são chamados lantanídeos ou elementos terras raras. Os elementos Th -Lr têm os orbitais 5f preenchidos e são chamados actinídeos. A maior parte dos actinídeos não é encontrada na natureza.

e a tabela periódica A tabela periódica pode ser utilizada como um guia para as configurações eletrônicas. O número do periodo é o valor de n. Os grupos 1A e 2A têm o orbital s preenchido. Os grupos 3A -8A têm o orbital p preenchido. Os grupos 3B -2B têm o orbital d preenchido. Os lantanídeos e os actinídeos têm o orbital f preenchido.

e a tabela periódica

O desenvolvimento da tabela periódica
Em 2002, haviam 115 elementos conhecidos. A maior parte dos elementos foi descoberta entre 1735 e 1843. Como organizar 115 elementos diferentes de forma que possamos fazer previsões sobre elementos não descobertos?

Ordenar os elementos de modo que reflita as tendências nas propriedades químicas e físicas. A primeira tentativa (Mendeleev e Meyer) ordenou os elementos em ordem crescente de massa atômica. Faltaram alguns elementos nesse esquema. Exemplo: em 1871, Mendeleev observou que a posição mais adequada para o As seria abaixo do P, e não do Si, o que deixou um elemento faltando abaixo do Si. Ele previu um número de propriedades para este elemento. Em 1886 o Ge foi descoberto. As propriedades do Ge se equiparam bem à previsão de Mendeleev.

A tabela periódica moderna: organiza os elementos em ordem crescente de número atômico. Carga nuclear efetiva A carga nuclear efetiva é a carga sofrida por um elétron em um átomo polieletrônico. A carga nuclear efetiva não é igual à carga no núcleo devido ao efeito dos elétrons internos.

Carga nuclear efetiva Os elétrons estão presos ao núcleo, mas são repelidos pelos elétrons que os protegem da carga nuclear. A carga nuclear sofrida por um elétron depende da sua distância do núcleo e do número de elétrons mais internos. Quando aumenta o número médio de elétrons protetores (S), a carga nuclear efetiva (Zeff) diminui. Quando aumenta a distância do núcleo, S aumenta e Zef diminui.

Carga nuclear efetiva Todos os orbitais ns têm a mesma forma, mas tamanhos e números de nós diferentes. Considere: He: 1s2, Ne: 1s2 2s22p6 e Ar: 1s2 2s22p6 3s23p6. A densidade eletrônica radial é a probabilidade de se encontrar um elétron a uma determinada distância.

Tamanho dos átomos e dos íons
Considere uma molécula diatômica simples. A distância entre os dois núcleos é denominada distância de ligação. Se os dois átomos que formam a molécula são os mesmos, metade da distância de ligação é denominada raio covalente do átomo.

Tamanho dos átomos e dos íons
Quando o número quântico principal aumenta, o tamanho do orbital aumenta. Considere os orbitais s. Todos os orbitais s são esféricos e aumentam em tamanho quando n aumenta. A simetria esférica dos orbitais pode ser vista nos mapas de relevos. Mapas de relevos são pontos conectados de densidade eletrônica igual.

Tendências periódicas
Tamanho dos átomos e dos íons Tendências periódicas nos raios atômicos Como uma consequência do ordenamento na tabela periódica, as propriedades dos elementos variam periodicamente. O tamanho atômico varia consistentemente através da tabela periódica. Ao descermos em um grupo, os átomos aumentam. Ao longo dos períodos da tabela periódica, os átomos tornam-se menores. Existem dois fatores agindo: Número quântico principal, n, e a carga nuclear efetiva, Zef.

Tendências periódicas
Tamanho dos átomos e dos íons Tendências periódicas nos raios atômicos À medida que o número quântico principal aumenta (ex., descemos em um grupo), a distância do elétron mais externo ao núcleo aumenta. Consequentemente, o raio atômico aumenta. Ao longo de um período na tabela periódica, o número de elétrons mais internos mantém-se constante. Entretanto, a carga nuclear aumenta. Conseqüentemente, aumenta a atração entre o núcleo e os elétrons mais externos. Essa atração faz com que o raio atômico diminua.

Tendências nos tamanhos dos íons
Tamanho dos átomos e dos íons Tendências nos tamanhos dos íons O tamanho do íon é a distância entre os íons em um composto iônico. O tamanho do íon também depende da carga nuclear, do número de elétrons e dos orbitais que contenham os elétrons de valência. Os cátions deixam vago o orbital mais volumoso e são menores do que os átomos que lhes dão origem. Os ânions adicionam elétrons ao orbital mais volumoso e são maiores do que os átomos que lhe dão origem.

Tendências dos tamanhos dos íons
Tamanho dos átomos e dos íons Tendências dos tamanhos dos íons Para íons de mesma carga, o tamanho do íon aumenta à medida que descemos em um grupo na tabela periódica. Todos os membros de uma série isoeletrônica têm o mesmo número de elétrons. Quando a carga nuclear aumenta em uma série isoeletrônica, os íons tornam-se menores : O2- > F- > Na+ > Mg2+ > Al3+

Energia de ionização A primeira energia de ionização, I1, é a quantidade de energia necessária para remover um elétron de um átomo gasoso: Na(g)  Na+(g) + e-. A segunda energia de ionização, I2, é a energia necessária para remover um elétron de um íon gasoso: Na+(g)  Na2+(g) + e-. Quanto maior a energia de ionização, maior é a dificuldade para se remover o elétron.

Variações nas energias de
Energia de ionização Variações nas energias de ionização sucessivas Há um acentuado aumento na energia de ionização quando um elétron mais interno é removido.

Tendências periódicas nas primeiras energias de ionização
Energia de ionização Tendências periódicas nas primeiras energias de ionização A energia de ionização diminui à medida que descemos em um grupo. Isso significa que o elétron mais externo é mais facilmente removido ao descermos em um grupo. À medida que o átomo aumenta, torna-se mais fácil remover um elétron do orbital mais volumoso. Geralmente a energia de ionização aumenda ao longo do período. Ao longo de um período, Zef aumenta. Consequentemente, fica mais difícil remover um elétron. São duas as exceções: a remoção do primeiro elétron p e a remoção do quarto elétron p.

Tendências periódicas nas primeiras energias de ionização
Energia de ionização Tendências periódicas nas primeiras energias de ionização Os elétrons s são mais eficazes na proteção do que os elétrons p. Conseqüentemente, a formação de s2p0 se torna mais favorável. Quando um segundo elétron é colocado em um orbital p, aumenta a repulsão elétron-elétron. Quando esse elétron é removido, a configuração s2p3 resultante é mais estável do que a configuração inicial s2p4. Portanto, há uma diminuição na energia de ionização.

Configurações eletrônicas de íons
Energia de ionização Configurações eletrônicas de íons Cátions: os elétrons são primeiramente removidos do orbital com o maior número quântico principal, n: Li (1s2 2s1)  Li+ (1s2) Fe ([Ar]3d6 4s2)  Fe3+ ([Ar]3d5) Ânions: os elétrons são adicionados ao orbital com o mais baixo valor de n disponível: F (1s2 2s2 2p5)  F (1s2 2s2 2p6)

Metais, não-metais e metalóides

Metais, não-metais e metalóides
O caráter metálico refere-se às propriedades dos metais (brilhante ou lustroso, maleável e dúctil, os óxidos formam sólidos iônicos básicos e tendem a formar cátions em solução aquosa). O caráter metálico aumenta à medida que descemos em um grupo. O caráter metálico diminui ao longo do período. Os metais têm energias de ionização baixas. A maioria dos metais neutros sofre oxidação em vez de redução.

Quando os metais são oxidados, eles tendem a formar cátions característicos. Todos metais do grupo 1A formam íons M+. Todos metais do grupo 2A formam íons M2+. A maioria dos metais de transição têm cargas variáveis.

A maior parte dos óxidos metálicos são básicos: Óxido metálico + água  hidróxido metálico Na2O(s) + H2O(l)  2NaOH(aq) Não-metais Os não-metais apresentam um comportamento mais variado do que os metais. Quando os não-metais reagem com os metais, os não-metais tendem a ganhar elétrons: metal + não-metal  sal 2Al(s) + 3Br2(l)  2AlBr3(s)

óxido não-metálicos + água  ácido
Metais, não-metais e metalóides Não-metais A maior parte dos óxidos não-metálicos são ácidos: óxido não-metálicos + água  ácido P4O10(s) + H2O(l)  4H3PO4(aq) Metalóides Os metalóides têm propriedades intermediárias entre os metais e os não-metais. Exemplo: o Si tem brilho metálico, mas é quebradiço. Os metalóides são famosos na indústria de semicondutores.

Tendências de grupo para os metais ativos
Grupo 1A: os metais alcalinos Todos os metais alcalinos são macios. A química é dominada pela perda de seu único elétron s: M  M+ + e- A reatividade aumenta ao descermos no grupo. Os metais alcalinos reagem com água para formar MOH e gás hidrogênio: 2M(s) + 2H2O(l)  2MOH(aq) + H2(g)

Grupo 1A: os metais alcalinos Os metais alcalinos produzem diferentes óxidos ao reagirem com o O2: 4Li(s) + O2(g)  2Li2O(s) (óxido) 2Na(s) + O2(g)  Na2O2(s) (peróxido) K(s) + O2(g)  KO2(s) (superóxido) Os metais alcalinos emitem cores características quando colocados em uma chama à alta temperatura. O elétron s é excitado por uma chama e emite energia quando retorna ao estado fundamental.

Grupo 1A: os metais alcalinos

Grupo 2A: os metais alcalinos terrosos

Grupo 2A: os metais alcalinos terrosos Os metais alcalinos terrosos são mais duros e mais densos do que os metais alcalinos. A química é dominada pela perda de dois elétrons s: M  M2+ + 2e-. Mg(s) + Cl2(g)  MgCl2(s) 2Mg(s) + O2(g)  2MgO(s) O Be não reage com água. O Mg reagirá apenas com o vapor de água. Do Ca em diante: Ca(s) + 2H2O(l)  Ca(OH)2(aq) + H2(g)

Tendências de grupo para alguns não- metais
Hidrogênio O hidrogênio é um elemento singular. Muito frequentemente ocorre como um gás diatômico incolor, H2. Ele pode tanto ganhar outro elétron para formar o íon hidreto, H, como perder seu elétron para formar H+: 2Na(s) + H2(g)  2NaH(s) 2H2(g) + O2(g)  2H2O(g) O H+ é um próton. A química aquosa do hidrogênio é dominada pelo H+(aq).

Grupo 6A: o grupo do oxigênio

Grupo 6A: O Grupo do Oxigênio Ao descermos no grupo, o caráter metálico aumenta (o O2 é um gás, o Te é um metalóide, o Po é um metal). Há duas formas importantes de oxigênio: O2 e ozônio (O3). O ozônio pode ser preparado a partir do oxigênio: 3O2(g)  2O3(g) H = 284,6 kJ. O ozônio possui um cheiro pungente e é tóxico.

Grupo 6A: o grupo do oxigênio O oxigênio (ou dioxigênio, O2) é um agente de oxidação potente, uma vez que o íon O2- tem uma configuração de gás nobre. Existem dois estados de oxidação para o oxigênio: 2- (por exemplo, H2O) e 1- (por exemplo, H2O2). O enxofre é outro importante membro desse grupo. A forma mais comum do enxofre é o S8 amarelo. O enxofre tende a formar S2- nos compostos (sulfetos).

Grupo 7A: os halogênios

Grupo 7A: os halogênios A química dos halogênios é dominada pelo ganho de um elétron para formar um ânion: X2 + 2e-  2X-. O flúor é uma das substâncias mais reativas que se conhece: 2F2(g) + 2H2O(l)  4HF(aq) + O2(g) H = -758,9 kJ. Todos os halogênios consistem de moléculas diatômicas (X2).

Grupo 7A: os halogênios O cloro é o halogênio mais utilizado industrialmente. Ele é produzido pela eletrólise do sal grosso (NaCl): 2NaCl(aq) + 2H2O(l)  2NaOH(aq) + H2(g) + Cl2(g). A reação entre o cloro e a água produz ácido hipocloroso (HOCl) que desinfeta a água de piscina: Cl2(g) + H2O(l)  HCl(aq) + HOCl(aq). Todos os compostos dos halogênios com hidrogênio são ácidos fortes, com exceção do HF.

Tendências de grupo para alguns não- metais Grupo 8A: os gases nobres

Tendências de grupo para alguns não- metais Grupo 8A: os gases nobres
Todos esses são não-metais e monoatômicos. Eles são notoriamente não-reativos porque têm os subníveis s e p completamente preenchidos. Em 1962 o primeiro composto de gases nobres foi preparado: XeF2, XeF4 e XeF6. Até agora, os únicos outros compostos de gases nobres conhecidos são o KrF2 e o HArF.

Capítulo 8 Conceitos básicos de ligação química
QUÍMICA A Ciência Central 9ª Edição Capítulo 8 Conceitos básicos de ligação química David P. White

Ligações químicas, símbolos de Lewis e a regra do octeto
Ligação química: é a força atrativa que mantém dois ou mais átomos unidos. Ligação covalente: resulta do compartilhamento de elétrons entre dois átomos. Normalmente encontrada entre elementos não-metálicos. Ligação iônica: resulta da transferência de elétrons de um metal para um não-metal. Ligação metálica: é a força atrativa que mantém metais puros unidos.

Ligações químicas, símbolos de Lewis e a regra do octeto
Todos os gases nobres, com exceção do He, têm uma configuração s2p6. A regra do octeto: os átomos tendem a ganhar, perder ou compartilhar elétrons até que eles estejam rodeados por 8 elétrons de valência (4 pares de elétrons). Cuidado: existem várias exceções à regra do octeto.

Na(s) + ½Cl2(g)  NaCl(s) DHºf = -410,9 kJ
Ligação iônica Considere a reação entre o sódio e o cloro: Na(s) + ½Cl2(g)  NaCl(s) DHºf = -410,9 kJ

Ligação iônica A reação é violentamente exotérmica.
Inferimos que o NaCl é mais estável do que os elementos que o constituem. Por quê? O Na perdeu um elétron para se transformar em Na+ e o cloro ganhou o elétron para se transformar em Cl-. Observe: Na+ tem a configuração eletrônica do Ne e o Cl- tem a configuração do Ar. Isto é, tanto o Na+ como o Cl- têm um octeto de elétrons circundando o íon central.

Ligação iônica O NaCl forma uma estrutura muito regular na qual cada íon Na+ é circundado por 6 íons Cl-. Similarmente, cada íon Cl- é circundado por seis íons Na+. Há um arranjo regular de Na+ e Cl- em 3D. Observe que os íons são empacotados o mais próximo possível. Observe que não é fácil encontrar uma fórmula molecular para descrever a rede iônica.

Ligação iônica

Ligação covalente Quando dois átomos similares se ligam, nenhum deles quer perder ou ganhar um elétron para formar um octeto. Quando átomos similares se ligam, eles compartilham pares de elétrons para que cada um atinja o octeto. Cada par de elétrons compartilhado constitui uma ligação química. Por exemplo: H + H  H2 tem elétrons em uma linha conectando os dois núcleos de H.

Ligação covalente

Ligação covalente Estruturas de Lewis
As ligações covalentes podem ser representadas pelos símbolos de Lewis dos elementos: Nas estruturas de Lewis, cada par de elétrons em uma ligação é representado por uma única linha:

Ligação covalente Ligações múltiplas
É possível que mais de um par de elétrons seja compartilhado entre dois átomos (ligações múltiplas): Um par de elétrons compartilhado = ligação simples (H2); Dois pares de elétrons compartilhados = ligação dupla (O2); Três pares de elétrons compartilhados = ligação tripla (N2). Em geral, a distância entre os átomos ligados diminui à medida que o número de pares de elétrons compartilhados aumenta.

Polaridade da ligação e eletronegatividade
Em uma ligação covalente, os elétrons estão compartilhados. O compartilhamento de elétrons para formar uma ligação covalente não significa compartilhamento igual daqueles elétrons. Existem algumas ligações covalentes nas quais os elétrons estão localizados mais próximos a um átomo do que a outro. O compartilhamento desigual de elétrons resulta em ligações polares.

Eletronegatividade: é a habilidade de um átomo de atrair elétrons para si em certa molécula . Pauling estabeleceu as eletronegatividades em uma escala de 0,7 (Cs) a 4,0 (F). A eletronegatividade aumenta: ao logo de um período e ao descermos em um grupo.

Eletronegatividade e polaridade de ligação A diferença na eletronegatividade entre dois átomos é uma medida da polaridade de ligação: as diferenças de eletronegatividade próximas a 0 resultam em ligações covalentes apolares (compartilhamento de elétrons igual ou quase igual); as diferenças de eletronegatividade próximas a 2 resultam em ligações covalentes polares (compartilhamento de elétrons desigual); as diferenças de eletronegatividade próximas a 3 resultam em ligações iônicas (transferência de elétrons).

Eletronegatividade e polaridade de ligação Não há distinção acentuada entre os tipos de ligação. A extremidade positiva (ou polo) em uma ligação polar é representada por + e o polo negativo por -.

Momentos de dipolo Considere HF: A diferença de eletronegatividade leva a uma ligação polar. Há mais densidade eletrônica no F do que no H. Uma vez que há duas ‘extremidades’ diferentes da molécula, chamamos o HF de um dipolo. O momento de dipolo, m, é a ordem de grandeza do dipolo: onde Q é a grandeza das cargas. Os momentos de dipolo são medidos em debyes (D).

Exceções à regra do octeto Número ímpar de elétrons
Existem três classes de exceções à regra do octeto: moléculas com número ímpar de elétrons; moléculas nas quais um átomo tem menos de um octeto, ou seja, moléculas deficientes em elétrons; moléculas nas quais um átomo tem mais do que um octeto, ou seja, moléculas com expansão de octeto. Número ímpar de elétrons Poucos exemplos. Geralmente, moléculas como ClO2, NO e NO2 têm um número ímpar de elétrons.

Exceções à regra do octeto Deficiência em elétrons
Relativamente raro. As moléculas com menos de um octeto são típicas para compostos dos Grupos 1A, 2A, e 3A. O exemplo mais típico é o BF3. As estruturas de Lewis nas quais existe uma ligação dupla B—F são menos importantes que aquela na qual existe deficiência de elétrons.

Exceções à regra do octeto
Expansão do octeto Esta é a maior classe de exceções. Os átomos do 3º período em diante podem acomodar mais de um octeto. Além do terceiro período, os orbitais d são baixos o suficiente em energia para participarem de ligações e receberem a densidade eletrônica extra.

Propriedades físicas dos metais
Ligação metálica Propriedades físicas dos metais Importantes propriedades físicas dos metais puros: maleáveis, dúcteis, bons condutores e frios ao tato. A maioria dos metais é sólido com átomos em um empacotamento denso. No Cu, cada átomo está rodeado por 12 vizinhos. Não existem elétrons suficientes para que os átomos metálicos estejam ligados covalentemente entre si.

Modelo de mar de elétrons para a ligação metálica
Utilizamos um modelo deslocalizado para os elétrons em um metal. Os núcleos do metal existem em um selo de elétrons. Nenhum elétron é localizado entre dois átomos de metal. Assim, os elétrons podem fluir livremente através do metal. Sem quaisquer ligações definidas, os metais são fáceis de deformar (e são maleáveis e dúcteis). Problemas com o modelo do mar de elétrons: À medida que o número de elétrons aumenta, a força da ligação deveria aumentar e o ponto de fusão deveria aumentar.

Modelo de mar de elétrons para a ligação metálica
Porém: os metais do grupo 6B têm os pontos de ebulição mais altos (centro dos metais de transição).

Ligação metálica

Modelo do orbital molecular para os metais
Ligação metálica Modelo do orbital molecular para os metais A ligação deslocalizada requer que os orbitais atômicos em um átomo interajam com orbitais atômicos em átomos vizinhos. Exemplo: os elétrons da grafita estão deslocalizados sobre um plano inteiro, as moléculas de benzeno têm elétrons deslocalizados sobre um anel. Lembre-se: o número de orbitais moleculares é igual ao número de orbitais atômicos. Nos metais há um número muito grande de orbitais.

Ligação metálica Modelo do orbital molecular para os metais À medida que o número de orbitais aumenta, seu espaçamento de energia diminui e eles se ligam. O número de elétrons não preenche completamente a banda de orbitais. Conseqüentemente, os elétrons podem ser promovidos para bandas de energia desocupadas. Uma vez que as diferenças de energia entre os orbitais são pequenas, a promoção de elétrons ocorre com um pequeno gasto de energia.

Ligação metálica Modelo do orbital molecular para os metais

Ligação metálica Modelo do orbital molecular para os metais Ao movermos ao longo da série de metais de transição, a banda antiligante começa a ficar preenchida. Desta forma, a primeira metade da série de metais de transição tem apenas interações ligante-ligante, a segunda metade tem interações ligante-antiligante. Espera-se que o meio da série de metais de transição tenha os pontos de fusão mais altos. O intervalo de energia entre as bandas é chamado de intervalo de bandas.

Ligas As ligas têm mais de um elemento com características de metais.
Os metais puros e as ligas têm propriedades físicas diferentes. Na joalheria, usa-se uma liga de ouro e cobre (a liga é mais resistente do que o ouro macio). As soluções de ligas são misturas homogêneas. Ligas heterogêneas: os componentes não estão dispersos uniformemente (por exemplo, aço de perlita tem duas fases: Fe quase puro e cementita, Fe3C).

Ligas Existem dois tipos de solução liga de:
Ligas substituintes (os átomos do soluto tomam as posições do solvente); Ligas intersticiais (o soluto ocupa sítios intesticiais na rede metálica). As ligas substituintes: os átomos devem ter raios atômicos semelhantes, os elementos devem ter características ligantes semelhantes.

Ligas As ligas intersticiais:
um elemento deve ter um raio significativamente menor do que o outro (para que caiba no sítio intersticial), por exemplo, um não-metal. A liga é bem mais forte do que o metal puro (ligação fortalecida entre não-metal e metal). Exemplo: aço (contém até 3% de carbono).

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