QUÍMICA - CONCEITOS GERAIS

QUÍMICA: é a ciência que estuda as transformações que envolvem a matéria e a energia. Ela é uma ciência experimental. Se prestarmos atenção à nossa volta, iremos notar que muitas transformações estão ocorrendo a todo o momento: temos as chamadas transformações naturais, aquelas que ocorrem sem a interferência do homem. Exemplo: o amadurecimento de uma fruta, o crescimento de um cristal em uma caverna, a formação das nuvens. Temos outros tipos de transformações que só ocorrem com a interferência do homem, são as chamadas transformações artificiais ou industriais. Exemplos: sabões, detergentes, cremes dentais, cosméticos, plásticos, borracha, metais, papel, colas, tintas, álcool, sal, açúcar, entre outros.
 

MATÉRIA: é todo o elemento que possui massa, portanto, ocupa lugar no espaço. Exemplos: madeira, água, ferro, prata, ouro e etc. Na visão dos antigos filósofos gregos, hindus e romanos, imaginava-se que os constituintes básicos da matéria seriam o ar, a água, a terra e o fogo. Seus pensamentos se encaminharam para o conhecimento de que a matéria não pode ser dividida indefinidamente, que se encontraria uma partícula tão minúscula que não poderia ser dividida. A esta minúscula partícula deram o nome de átomo (a=não, tomo=parte, não divisível). Mas, essas idéias eram filosóficas e não científicas.

Corpo: é qualquer porção limitada de matéria. Exemplo: uma barra de ferro, uma madeira, um fio de cobre.

Objeto: é um corpo que tem uma finalidade ou um uso. Exemplo: uma cadeira, uma mesa, as folhas de um caderno, etc.
 
ASPECTO CIENTÍFICO EXPERIMENTAL
 
No início do século XIX (1803), começaram-se as primeiras evidências experimentais, como a Teoria Atômica Clássica de John Dalton, e outros. Porém, todas como os antigos filósofos, com bases imprecisas. Atualmente, podemos dizer que o átomo é divisível e que conste em unidades menores, denominadas partículas fundamentais da matéria, ou seja, os prótons, nêutrons e elétrons. Essas partículas não são encontradas ao acaso nos átomos, mas arranjadas de tal maneira que “originam” duas regiões distintas: o núcleo atômico - formado por prótons e nêutrons e uma outra região chamada eletronsfera, formada pelos elétrons. 
 
SUBSTÂNCIAS SIMPLES E COMPOSTAS
 
Os átomos combinados formam substâncias (são formadas por átomos individuais, mas a maioria é formada por agrupos de átomos) com características próprias e definidas. As combinações entre os átomos variam, assim formam uma infinidade de combinações diferentes. Por exemplo, a água, que é um composto formado por dois átomos de hidrogênio e um átomo de oxigênio, o gás hidrogênio é formado por dois átomos de hidrogênio e o gás oxigênio é formado por dois átomos do elemento oxigênio.
 
A FORMAÇÃO DE UMA MOLÉCULA:
 
De um modo geral, os átomos não se encontram isolados na natureza, mas sim agrupados, formando as moléculas (união ou grupo de átomos formados por ligações covalentes), sendo que essas moléculas podem ser encontradas no estado puro (substância pura) ou misturadas uma com as outras (as misturas).
 
Substância Pura: trata-se de um material formado por moléculas iguais entre si (só um tipo de molécula constitui essa substância. Molécula é a menos partícula de uma substância pura que conserva suas propriedades características. Toda substância pura tem propriedades constantes como PE (ponte de ebulição), PF (ponto de fusão) e densidade. Exemplo: a água que possui PF = 0ºC (1 atm), PE = 100ºC (1atm) e densidade: 1g/mL(4ºC). Então, podemos concluir que a água só será água pura (H2O) se as propriedades forem invariáveis.
 
Fórmula: é a representação da molécula de uma substância. As substâncias puras podem ser simples ou compostas:
 
a) Substância pura e simples é formada por um único elemento químico. Exemplo: (átomos de cloro): Cl + Cl —–> (fórmula molecular do gás cloro) Cl2
b) Subistância simples - Atomicidade molecular - Alotropia:
- Alotropia, refere-se ao fato de átomos de um mesmo elemento poderem formar duas substâncias simples, recebendo o nome de alotropia. 
- Atomicidade de uma substância simples, refere-se ao número de átomos que formam sua molécula. Exemplos
 
Atomicidade Substância simples
1 Os gases Nobres:hélio(He), neônio(Ne), argônio(Ar), criptônio(Kr), xenônio(Xe) e radônio(Rn). Formam moléculas monoatômicas ou de atomicidade 1
2 Gás oxigênio (O2), gás hidrogênio (H), gás cloro (Cl2).
3 Gás ozônio (O3)
4 Fósforo branco (P4)
8 Enxofre (S8)
infinita, n = milões Carbono diamante (Cn), carbono grafite (Cn), fósforo vermelho (Pn)
Na tabela, podemos observar que ocorre alotropia entre os elementos oxigênio (gás oxigênio e gás ozônio), fósforo (fósforo branco  (P4) e fósforo vermelho (Pn)) e carbono (grafite e diamante (Cn)), nestes casos, chamamos esses elementos de alôtropos. Veja outros exemplos:
 
Atomicidade: é o número de átomos que constitui uma molécula. Elas podem ser:
- Onoatômicas, possuem um único átomo na molécula. Exemplos: gases nobres (He, Ne, Ar, Xe, Kr e Rn).
- Biatômicas, possuem dois  átomos na molécula. Exemplos: H2, Cl2, CO, Br2, I2.
- Triatômicas, possuem três  átomos na molécula. Exemplos: O3, H2O, CO2, H2S.
- Tetratômicas, possuem quatro  átomos na molécula. Exemplos: P4, NH3, BCl3, AlCl3.
- Octatômicas, possuem oito átomos na molécula. Exemplos: S8, H3PO4.
Macromoléculas: são moléculas formadas por dezenas ou até centenas de átomos que aparecem em cadeia formando uma grande parte dos compostos orgânicos. É o caso dos plásticos, borracha sintéticas, tecidos tipo "nylon", entre outros.
c) Substância pura e composta é a formada por átomos de mais de um elemento químico. Exemplo: (moléculas do gás hidrogênio + molécula do gás oxigênio) —-> (formando a fórmula da molécula da água): H2 + 02 —-> H2O
 
MISTURAS 
 
As misturas resultam de associações de substâncias puras, isto é, apresentam mais de uma espécie de molécula. As misturas, ao contrário das substâncias puras, não possuem propriedades invariáveis, e conseqüentemente possuem PF, PE e densidade variáveis nas mudanças de estado físico, a temperatura não é constante, ao contrário da substância pura.
 
Tipos de Misturas: as misturas apresentam-se em dois grupos distintos:
 
a) Misturas Homogêneas: quando não é possível identificar individualmente cada componente, isto é, possui uma única fase em toda sua composição. Exemplo: gasolina e álcool, água e álcool, água e açúcar (guardadas as suas proporções).
 

b) Misturas Heterogêneas: quando é possível identificar as suas fases e propriedades variáveis nas diferentes porções de sua extensão. Exemplo: cal e água, óleo e água, gasolina e água, entre outras.

Fases: denomina-se fase qualquer parte homogênea de uma mistura heterogênea. Quando observamos uma mistura de água com óleo é possível identificar duas fases homogêneas, a qual pode chamar de uma mistura bifásica. Então, podemos concluir que: as misturas homogêneas são monofásicas (possuem uma única fase) e as misturas heterogêneas são polifásicas (possuem duas ou mais fases).
 
ESTADOS FÍSICOS DA MATÉRIA
 
Na natureza, a maior parte da matéria encontra-se em três estados físicos: sólido, líquido e gasoso. O que determina o estado físico de um material é a intensidade das forças de interação entre as partículas que o formam.
 

Tipo

Sólido

Líquido

Gasoso

Volume

Fixo (cte)

Fixo (cte)

Variável

Forma

Fixo (cte)

Variável

Variável

 
Estado Sólido: As forças de interação entre as partículas (átomos, moléculas ou íons) é muito intensa e por esse motivo, o espaço entre elas é mínimo. Devido a essa união, os sólidos apresentam grande resistência à fragmentação, além de possuírem forma e volume definidos. Exemplo: Porta, corpo, machado, lápis, computador, etc. Os corpos sólidos podem ser classificados em:
 

a) Corpos cristalinos: são os sólidos verdadeiros nos quais as espécies químicas estão arranjadas em forma geométrica definida e são chamadas de cristais. Exemplo: cloreto de sódio (sal de cozinha).

b) Corpos amorfos: são sólidos cujos átomos se agrupam de maneira desordenada. Não apresentam forma geométrica definida. Exemplo: pedaço de piche, cera, etc.
 
Estado Líquido: As forças de interação entre as partículas são menos intensas que no estado sólido, por isso, o espaço entre elas é maior. As partículas apresentam-se relativamente distantes entre si. Os líquidos apresentam forma variável e volume definidos. Exemplo: um litro de água em uma garrafa terá o formato da garrafa. Se transferirmos essa água para uma jarra, seu formato mudará, porém, continuará sendo um litro de água. Outros exemplos de substâncias líquidas: álcool, cerveja, gasolina, água do mar, etc.
 
Estado Gasoso: Nesse estado, as forças de interação entre as partículas são muito pequenas, por isso, elas estão relativamente afastadas umas das outras. Os gases não apresentam forma e volume definidos. O gás apresenta a forma do recipiente que o contém e, devido à pequena força de atração entre as moléculas, tende a se expandir e ocupar todo o volume do recipiente, independentemente de sua capacidade. Exemplo: gás carbônico, ar, gás do botijão (butano), entre outros.
 
TRANSFORMAÇÕES DA MATÉRIA
 
Fenômenos: qualquer mudança que ocorra com a matéria, alterando seu estado físico ou transformando sua estrutura interna “composição química”. Os fenômenos (transformações) são classificados em físicos e químicos.
 
Transformações Físicas (fenômenos físicos): ocorre sem que haja transformação na composição do material. Exemplo: solidificação da água. As moléculas de água no estado sólido (gelo) apenas se organizam de forma diferente da água no estado líquido, mas o material não deixa de ser água.
 
Transformações químicas (fenômeno químico): é a transformação que altera a estrutura química da matéria, isto é, sua sua constituição. Normalmente, as transformações químicas apresentam caráter irreversível. Exemplo: queima de uma folha de papel (ao queimar, o papel se transforma em fumaça (monóxido de carbono, dióxido de carbono, carbono, água e outras impurezas). Mesmo apagando-se o fogo, a porção de papel queimada não se recompõe. Os fenômenos químicos, também são chamados de reações químicas.
 
PROPRIEDADES FUNDAMENTAIS DA MATÉRIA
 
As propriedades fundamentais da matéria são divididas em três grupos: propriedades gerais, propriedades específicas e propriedades funcionais.
 
a) Propriedades gerais da matéria: representam o conjunto das características inerentes a qualquer tipo de matéria. São elas: extensão, massa, impenetrabilidade, indestrutibilidade (divisibilidade), porosidade (descontinuidade) e compressibilidade (expansibilidade).
 

Extensão: toda matéria ocupa lugar no espaço. A medida deste espaço e o seu volume.

Massa: é a porção de matéria que forma um corpo. A massa de um corpo é obtida por meio de balanças embora, na verdade, o valor obtido represente a força peso, e sua unidade no SI seja o quilograma (kg). “A diferença entre massa e peso é uma força que resulta da ação da gravidade sobre a massa de um corpo. E determinada por meio de dinamômetros. Sua unidade no SI é o Newton (N) ou kg.m/s2″
 
Impenetrabilidade: dois corpos não podem ocupar, ao mesmo tempo, o mesmo lugar no espaço.
 
Divisibilidade e indestrutibilidade: a matéria pode ser dividida em porções cada vez menores. Pelo fato de as propriedades do material serem mantidas após a divisão, podemos considerá-lo indestrutível.
 
Porosidade ou descontinuidade: toda matéria é porosa ou descontínua. Por mais unidas que as partículas estejam sempre haverá pequenos espaços entre elas. Esses espaços são chamados “poros” ou espaços intermoleculares.
 
Compressibilidade ou expansibilidade: ao aplicarmos uma força sobre uma porção de matéria, ela sofrerá diminuição ou aumento de volume, pois ocorre a movimentação entre os espaços intermoleculares, dependendo do sentido da força. Os espaços intermoleculares existem em qualquer estado da matéria. No estado gasoso, a compressibilidade pode ser grande enquanto nos estados sólido e líquido ela é quase nula. “Inércia: um corpo não pode modificar seu estado de movimento ou de repouso, exceto se sobre ele atuar alguma força externa”.
 
b) Propriedades específicas da matéria: A natureza das substâncias é determinada por um conjunto específico de propriedades. São subdivididas em: físicas, organolépticas e químicas.
 
Propriedades físicas: é o conjunto das seguintes características: temperaturas de fusão e ebulição, calor específico, densidade ou massa específica, dureza, ductibilidade, maleabilidade e forma cristalina.
 
Mudança de estado física: os materiais podem mudar de estado físico, motivados pela variação da pressão ou da temperatura. Exemplo: a água no estado sólido pode passar ao estado líquido por meio de um processo de aquecimento. Aquecendo-se ainda mais, ela mudará novamente de estado, desta vez, do estado líquido para o estado gasoso.
 
Fusão: passagem do estado sólido para o estado líquido
 
Solidificação: passagem do estado líquido para o estado sólido.
 
Vaporização: passagem do estado líquido para o estado gasoso. Quando a vaporização ocorre de forma lenta, chamamos de evaporação. Quando a vaporização ocorre de forma rápida, chamamos de ebulição.
 
Condensação: passagem do estado gasoso para o estado líquido.
 
Liquefação: passagem do estado gasoso para o estado líquido.
 
Sublimação: passagem do estado sólido para o estado gasoso ou vice-versa, sem passar pelo estado líquido.
 
Cada substância apresenta suas próprias temperaturas de fusão e ebulição. Essas temperaturas também são conhecidas como pontos de fusão e de ebulição. A água, por exemplo, apresenta TF (temperatura de fusão) =0ºC e TE (temperatura de ebulição) =100ºC, ao nível do mar. Já a prata tem TF em torno de 960ºC e TF em 2.200ºC.
 
Calor específico: é a quantidade de calor necessário para aumentar de 1ºC a temparetura de 1 grama de massa de uma substância. Para cada tipo de substância é necessário uma quantidade específica de calor.  Uma das características mais importantes do calor específico é a capacidade de absorver ou perder calor.
 

Calor específico de alguns líquidos a 1 atm e a 25ºC

Líquido

Calor específico (j.g-1.ºC-1)

Água

4,18

Etanol (Álcool)

2,44

Acetona

2,17

Benzeno

2,37

Glicerina

2,37

 
A água é um dos líquidos de maior calor específico que se conhece. Comparando-a com o etanol (álcool comum), vemos que, enquanto o calor específico da água é 4,18 j.g-1.ºC-1, o do álcool é 2,44j.g-1.ºC-1. Isso significa que, para elevar em 1ºC a temperatura de 1 grama de água, são necessários 4,18J, e para elevar em 1ºC a temperatura de 1 grama de álcool, são necessários 2,44J. Em outras palavras, considere a seguinte situação: dois frascos fechados contendo respectivamente 1 kg de água e 1 kg de etanol ficam expostos ao sol, durante certo tempo. Qual deles estará mais quente após esse tempo de exposição? Qual deles levará mais tempo para se resfriar? Neste caso, o frasco de álcool, estará com maior temperatura e se resfriará em menor tempo que a água, devido o seu menor calor específico.
 
Densidade ou massa específica: é a massa de uma substância dividida pelo volume que ele ocupa (d=m/v). Exemplo: dada uma amostra de chumbo de massa 14,1g e volume de 1 cm3. Qual será a sua densidade? Mede-se sua densidade dividindo-se a massa pelo volume:d=14,1g / 1cm3, d=14,1g/cm3.
 

Densidade de algumas substâncias

Material

Densidade (g/cm3)

Alumínio

2,702

Antimônio

6,684

Chumbo

11,344

Cobre

8,92

Estanho

7,28

Ferro

7,86

Mercúrio

13,594

Zinco

7,14

Água

1

 
Dureza: é a resistência ao risco. Algumas substâncias podem ser menos resistentes ao risco que outras. Dizemos que o quartzo é mais duro que o aço e esse, são mais duros que o grafite. Um instrumento de aço, risca com facilidade um instrumento de grafite e um instrumento de quartzo risca com facilidade um instrumento de aço.
 
Ductibilidade: é a propriedade apresentada por algumas substâncias de poderem ser transformadas em fios. Exemplo: fio de cobre.
 
Maleabilidade: é a propriedade que certas substâncias apresentam de poderem ser transformadas em lâminas. Exemplo: lâmina de ouro.
 
Forma Cristalina: é a propriedade de organização dos átomos, íons ou moléculas de uma substância em uma estrutura geométrica definida. Exemplo: forma cristalina do carbono grafite e diamante.
 
Propriedades organolépticas: São propriedades que certas substâncias têm de impressionar nossos sentidos como: cor, sabor, odor e brilho.
 
c) Propriedades funcionais: Referem-se às características químicas das substâncias, isto é, a forma como reagem ou se comportam. As substâncias inorgânicas, por exemplo, são agrupadas em quatro funções químicas principais: ácido, base ou hidróxido, sal e óxido. Os ácidos receberam esse nome, pois estimulam as células de nossa língua “papilas gustativas” produzindo o sabor ácido. Esse estímulo se deve a uma reação química. As bases produzem o sabor adstringente como o das frutas que ainda não estão maduras. Os sais são salgados e os óxidos não possuem sabor definido.
 
METODOS DE SEPARAÇÃO OU FRACIONAMENTO DE MISTURAS
 
Para a escolha do método adequado as suas necessidades, é preciso levar em consideração aspectos como velocidade de separação, custo e eficiência. Decidir entre os vários métodos é o objetivo a ser alcançado pelo conhecimento dos processos de fracionamento.
 
1) Tamisação ou Peneiramento: é a separação, por intermédio do aparelho de peneira, de sólidos maiores dos sólidos menores.
 
2) Separação Magnética: é a separação por intermédio de ímã, na qual a mistura existente apresenta partículas ferromagnéticas que serão atraídas pelo ímã. Exemplo:mistura de pó de enxofre com limalha de ferro.
 
 3) Filtração: é aplicada quando há necessidade de separação de uma mistura sólida-líquida. Exemplo: filtração de uma mistura de areia e água, coar café, etc.
 
5) Filtração "a vácuo": Esse processo é utilizado para acelerar a filtração simples. Instala-se junto ao funil um aparelho denominado Kitassato, que é ligado a um outro aparelho responsável pelo controle da pressão, acelerando a filtração.
 
 6) Filtração de gases: Esse processo é aplicado para a separação de sólido e gás, em que o sistema passa por um filtro, a fase gasosa passa, a fase sólida fica retida. Exemplo: aspirador de pó.
 
7) Centrifugação: é um processo mecânico, por meio do qual, aumenta-se a força gravitacional e, portanto, acelera-se a sedimentação. A centrífuga é um aparelho que pode ser manual ou elétrico, utilizado para separação de sólidos em líquido, sólido em gases, ou líquidos entre si. Exemplo: fase sólida na análise bioquímica do sangue, talco em água, entre outros.
 
8) Decantação: a mistura é deixada em reposopara que a fase de maior densidade seja depositada no fundo do recipiente por ação da gravidade. Utilizado para separação de sólidos em líquido, sólido em gás ou líquidos em líquido. Exemplos: areia e água, ar e poeira, água e óleo, entre outros.
 
9) Ventilação: consite em afastar uma fase sólida de outra por meio de um arraste por corrente de ar. Utilizado para separação de sólidos. Exemplo: casca e grão de legumes.
 
10) Levigação ou flotação: consite em afastar duas fases sólidas por meio de um líquido de densidade intermediária. A fase menos densa flutuará. Utilizado para separação de sólidos. Exemplo: mistura de areia e serragem na qual se adiciona água. A serragem flutua enquanto a areia fica no fundo do recipiente.
 
11) Câmera de poeira ou chicana: consiste em uma tubulação que contém em seu interior uma série de obstáculos. Forçando-se a mistura a passar pela abertura, os obstáculos reterão a fase sólida. Utlizado para separação de sólidos em gases. Exemplo: ar e poeira.
 
12) Sublimação: é um processo utilizado para separação de sólidos de gás, quando pelo aquecimento, um dos sólidos sublima. Exemplo: purificação do naftaleno. 
 
13) Cristalização Fracionada: Sistema aplicado na separação de sólido e sólido, quando solúveis em um mesmo solvente, diferenciando na solubilidade, então, utilizando-se a evaporação por cristalização.
 
14) Catação ou escolha: é a separação dos componentes de uma mistura com a mão ou pinça. Utilizado para separação de sólidos relativamente grandes. Exemplo: separar pedaços de ferro de pedaços de zinco, grãos de feijão e pedras ou limpeza do arroz antes de ser cozido.
 
15) Destilação: é empregada na separação inicialmente pela vaporização (líquido-->gasoso) e em seguida pela condensação (gasoso --->líquido). Divide-se em destilação simples ou fracionada.
 
a) Destilação Simples: é um processo de fracionamento de uma mistura entre um líquido e um sólido. Baseia-se na utilização de um balão de destilação, onde a solução será aquecida e o líquido entrará em ebulição. Os seus vapores serão condensados em um refrigerador ou condensador, neste caso, a troca térmica será efetuada pela presença da água no condensador. Exemplo: recuperação do clorofórmio, utilizado em análise de ativos de detergente.
  b) Destilação Fracionada: é um processo de separação de misturas homogêneas de vários líquidos. Baseia-se na utilização de um balão de destilação, onde os líquidos irão destilando na ordem crescente de seus pontos de ebulição. Exemplo: destilação fracionada do petróleo.
 
ESTRUTURA DA MATÉRIA - ESTUDO DA ESTRUTURA ATÔMICA
 
HISTÓRICO
Aproximadamente no ano de 450 a.C., Demócrito e Leucipo, filósofos gregos, enunciaram que um corpo qualquer poderia ser dividido sucessivamente até chegar a um ponto em que não seria mais possível dividi-lo, e nesse momento se chegaria ao átomo (a = não, tomos = parte).
 
Após muitos séculos, no ano 1803 da nossa contemporânea, o cientista inglês John Dalton criou um modelo atômico retomando o antigo conceito dos gregos, segundo esse modelo, temos: "Toda matéria é constituída por átomos, que são pequenas esferas maciças, indivisíveis e homogêneas. Cada espécie de matéria é formada por um tipo de átomo".
 
Por volta de 1856, utilizando-se a ampola de Crookes, na qual um gás era introduzido a baixa pressão (entre 10 e 0,01 mmHg) e submetido a uma alta voltagem, observou-se que ele (o gás) se tornava bom condutor de eletricidade, e emanava um fluxo luminoso no sentido do cátodo para o ânodo. A esse fluxo deu-se o nome de "raios  catódicos" e descobriu-se que eles possuíam cargas negaivas.
 
Em 1886, Eugen Goldstein observou, em ampolas semelhantes à de Crookes, um foco luminoso que surgia atrás do cátodo vindo da direção do ânodo. Denominou esse fluxo de "raios anódicos ou canais", verificando que sua carga elétrica era positiva, aos raios canais de menor massa e menor carga, produzido pelo gás hidrogênio, deu o nome de "prótons".
 
Em 1897, o físico inglês J.J.Thomson, trabalhando com raios catódicos, concluiu que eles eram parte integrante de toda espécie de matéria, e deu a eles o nome de "elétrons".
 
Em 1898, J.J.Thomson criou o modelo atômico onde os átomos seriam formados por uma esfera positiva, incrustada de elétrons, conforme a figura:
 
 
 Nessa época, graças à descoberta da raioatividade por Becquerel(físico francês), já se sabia que o átomo era divisível e até capaz de forma novos átomos. Mas, foi com a experiência de Rutherford, em 1911, que o modelo atômico tornou-se semelhança com o modelo atual.
 
 Em 1911, o inglês Ernest Rutherford, propôs um novo modelo atômico. Segundo ele, o átomo apresentaria duas regiões: o núcleo e a eletrosfera. Os elétrons girariam em torno do núcleo, onde encontrariam-se os prótons. O modelo atômico de Rutherford é suficiente para o estudo da matéria dos fenômenos químicos e afirmações sobre a estrutura atômica. Assim, esse modelo é definido:
- possui grandes espaços vazios.    
- no seu centro existe um núcleo muito pequeno e denso.
- o núcleo possui carga positiva, com partículas idênticas às de Goldstein, os prótons.
- ao rodor do núcleo giram elétrons em órbitas circulares bem definidas.
 
Em 1913, o físico Niels Bohr (1883 - 1962) criou um novo modelo atômico baseando-se no fato de que nem todos os elétrons possuiem a mesma quantidade de energia. Por esse motivo, os elétrons situam-se em diferentes distâncias do núcleo. Assim, a eletrosfera foi dividida em níveis de ebergia dentro dos quais situam-se os orbitais.
 

Em 1915, Sommerfeld admitiu as camadas eletrônicas, isto é, as órbitas eletrônicas dos átomos agrupam-se em sete camadas eletrônicas denominadas de camadas K, L, M, N, O, P, Q, onde para cada camada eletrônica (n) há uma órbita circular e (n-1)órbitas elípticas de diferentes excentricidades.

O número máximo de elétrons que cada camada comporta é:  

 Camadas  K
 nº de elétrons  2  8  18  32  32  18  2

Qualquer camada poderá ser a última ou a mais externa, dependendo do número de elétrons que o átomo possua. A última camada, seja ela qual for, pode conter de um até no máximo oito elétrons, com exceção das camadas K e Q, que nunca podem conter mais que dois elétrons. A penúltima camada, só poderá conter 8 ou 18 elétrons. Exemplo de distribuição: sendo dos átomos com os seguintes números atômicos: 11 elétrons e 35 elétrons. Quais as suas distribuições eletrônicas?

Z=11:                              K:2, L:8, M:1               e                           Z=35:           K:2, L:8, M:18, N:7

Em 1927, o físico W.Heisenberg enunciou o Princípio da Incerteza: "É impossível saber com exatidão a posição e a velocidade do elétron simultaneamente". O elétron é melhor caracterizado pela sua energia do que pela sua posição, trajetória ou velocidade.

Em 1932, o físico inglês J.Chadwick constatou que os átomos continham em sua estrutura, além dos prótons que lhe conferiam cargas positivas, outras partículas de carga elétrica neutra e massa aproximadamente igual à do próton. Deu a elas o nome de nêutrons.   

 ALGUNS CONCEITOS IMPORTANTES

O átomo consiste de unidades menores, chamadas partículas fundamentais da matéria, que são os prótons, nêutrons e elétrons.

Átomo: núcleo atômico ( formado por prótons e nêutros) e eletrosfera (formada pelos elétrons). O núcleo atômico é composto por carga positiva, carga essa que corresponde somente aos prótons, não esquecendo que os nêutrons são partículas nêutras, não possui carga.  A massa de um próton é de aproximadamente 2000 vezes maior que a do elétron. Os nêutrons são partículas com massa aproximadamente igual à do próton.

Elétrons: são partículas eletricamente negaticas e com massa inferior à dos protons ou nêutrons. Essas partículas se movimentam ao redor do núcleo em regiões mais ou menos definidas, denominads "camadas" de energia.

 Partículas

 Carga Relativa

Massa Relativa 

 Prótons (p+)

 +1

 Nêutrons(n0)

 0

 Elétrons (é)

 -1

1/1840 

Dimensão do átomo / núcleo: o átomo é 10.000 a 100.000 vezes maior que o seu próprio núcleo, isto é, o diâmetro do átomo é da ordem de 10-8 cm. 

diâmetro do átomo: 10-8 / diâmetro do núcleo: 10-12 = 104 = 10.000

Número atômico: é simbolizado pela letra (Z) é o número de prótons contido no núcleo. Serve para indicar a qual elemento químico o átomo pertence, isto é, a partir dele é possível conhecer o tipo de elemento químico com o qual estaremos lidando. Para o átomo no estado fundamental, tem-se:

Z=p+= é

Exemplo: o número atômico 8 caracteriza o elemento oxigênio. Todo átomo com 8 prótons em seu núcleo pertence ao elemento oxigênio.

 íons: quando um átomo, devido a necessidade de perder ou ganhar elétrons (realização das ligações químicas), ele adquire cargas (positivas ou negativas) e se transforma em um íon. 

íon = partículas com cargas elétricas

Desta forma, existem dois tipos de íons:

1) íon positivo, chamado de cátion, a sua característica é: o número de prótons é maior que o número de elétrons, ou seja, o átomo perdeu elétrons.

Exemplo: átomo de sódio (Z=11): 11Na----> K:2, L:8, M:1 

íon sódio ( cátion): 11Na+ ---->  K:2, L:8, o átomo de sódio perdeu um elétron (localizado na camada M) e se transformou em um íon, chamado cátion (Na+).

2) íon negativo, chamado de ânion, a sua característica é: o número de prótons é menor que o número de elétrons, ou seja, o átomo ganha elétrons.

Exemplo: átomo de cloro (Z=17): 17Cl----> K:2, L:8, M:7 

íon de cloro (ânion): 17Cl-: ----> K:2, L:8, M:8, o átomo de cloro ganhou um elétron (na camada M) e se transformou em um íon, chamado ânion (Cl-).  

Com base no exposto, para os íons temos a segunte relação:

Z=p≠ é

Número de Massa: é simbolizado pela letra (A). É a soma do número de prótons com o número de nêutrons. O número de massa indica a massa total do átomo. Os elétrons não são relevantes para o cálculo pois apresentam massa desprezível.

A=p+n     ou  A=Z + n

Exemplo: Qual a massa de um elemento químico, que possui 11 prótons e 12 nêutros?.

A: 11 + 12 -----> A=23

As partículas fundamentais do átomo, são:  número atômico (Z), número de prótons (p), número de nêutrons (n), número de elétrons (é) e número de massa atômica (A). No exemplo acima, temos: 

Z=11, p=11, n=12, é=11 e A=23.

ELEMENTOS QUÍMICOS

São chamamos de elementos químico ao conjunto de átomos com o mesmo número atômico. Segundo os pesquisadores Davis e Seaborg, chamamos de elemento às "substâncias que passam pelas manipulações químicas sem sofrerem decomposição em estruturas mais simples.

Para representarmos os elementos, atribuímos um símbolo a cada um deles. Dessa forma, o elemento é representado por sua letra inicial grafada em maiúscula. Exemplo: Hidrogênio= H. 

Quando um outro elemento apresentar a mesma letra inicial, usamos uma segunda letra de seu nome para identificá-lo. Esta segunda letra, quando houver, será sempre grafada em minúscula. Exemplo: hélio = He.

Exemplos: Neônio (Ne), Argônio (Ar), Kriptônio (Kr), Xenônio (Xe), Radonio (Rn), Lítio (Li), Berílio (Be), Magnésio (Mg), Cálcio (Ca),  Rádio (Ra), Ferro (Fe), Alumínio (Al), Zinco (Zn), entre outros.

Todos os outros elementos receberam símbolos baseados em seus nomes e, em alguns casos, baseados no nome latino do elemento. Exemplo: sódio, em latim tem o nome de natrium, daí o símbolo Na. Ainda existem outras exceções, que são os casos seguintes elementos mais comuns: chumbo Pb (Plumbum), cobre Cu (Cuprum), exefre S (Sulfur), estanho Sn (Stannum), fósforo P (Phosphorus), mercúrio Hg (Hydrargyrus), ouro Au ( Aurum), potássio K (Kalium), prata Ag (Argentum), entre outros.

CLASSIFICAÇÃO DOS ELEMENTOS               

No final do século XVIII, os elementos químicos foram organizados de acordo com suas características pelo cientista russo Mendeleiev, na chamada Tabela Periódica dos elementos.  Encontraremos as seguinte informações sobre oelemento químico: o nome do elemento (enxofre), o símbolo (S),  número da massa atômica (A=32,1), número atômico (Z=16). Consultando a Tabela Periódica, poderemos visualizar essas informações para os demais elementos.

As filas horizontais são chamadas de "períodos". Neles, os elementos químicos estão dispostos, conforme o número atômico, em ordem crescente. A tabela periódica apresenta 7 períodos.

As colunas verticais são chamadas de famílias ou grupos, onde os elementos estão reunidos conforme suas propriedades químicas. Os grupos de 1A a 7A são os elementos representativos. Os grupos de 1B a 8B são os elementos de transição e o grupo "O" são os gases nobres.

Os elementos da tabela periódica podem ser divididos em 4 grupos distintos:

1) Metais: propriedades específicas como o brilho, são bons condutores de corrente elétrica e de calor , dúcteis e maleáveis.

2) Não-Metais: as propriedades específicas desses elementos são geralmente opostas aos dos metais, por exemplo, não possuem brilho metálico ( com exceção do iodo e do carbono metálico), não são bons condutores de calor e eletricidade e não podem ser transformados em lâminas.

3) Semimetais: São elementos que possuem propriedades intermediárias entre os não-metais e os metais.

4) Gases Nobres: São elementos que não possuem afinidade com outros elementos, por isso, dificilmente formam compostos. São encontrados em estado livre na atmosfera. São altamente estáveis e pouco reativos.

PROPRIEDADES PERIÓDICAS DOS ELEMENTOS

São aquelas que se repetem em intervalos mais ou menos regulares, isto é, à medida que o número atômico aumenta, os os valores se repetem numa certa ordem. As propriedades periódicas são as seguintes: raio atômico (tamanho do átomo), potencial de ionização, eletroafinidade, eletronegatividade, eletropositividade, reatividade química, densidade, volume atômico e ponto de fusão.

Raio Atômico: o tamanho do átomo varia de acordo com dois fatores: o número de camadas eletrônicas e a carga nuclear (número de prótons). Em uma família, o raio atômico cresce de cima para baixo, pois o número de camadas eletrônicas aumenta de cima para baixo. No período, à medida que o número  atômico aumenta, o número de camadas permanece o mesmo, mas a carga nuclear aumenta, aumentando a atração do núcleo sobre os elétrons. Portanto quanto maior o número atômico dos elementos, menor o tamanho dos átomos e menor o raio atômico.

Potencial de Ionização ou Energia de Ionização: é a energia necessária para retirar um elétron de um átomo no estado gasoso. A medida que o raio atômico aumenta, diminui a atração do núcleo sobre os eletrons mais externos, portanto, aumenta a facilidade para a retirada do elétron de valência. Então, quanto maior o tamanho do átomo, menor a energia de ionização. Nas famílias a energia de ionização aumenta baixo para cima. E nos períodos a energia de ionização aumenta da esquerda para a direita. Nota-se que à medida que vamos retirando elétrons de um átomo a atração do núcleo sobre os elétrons remanescentes torna-se cada vez maior. Portanto, retirando o primeiro elétron, fica mais difícil a retirada do elétron seguinte, ou seja, a energia para retirar o 1º elétron é menor que a energia para retirar o 2º elétron e assim por diante.

E1<E2<E3<E....<En

 Eletroafinidade ou afinidade eletrônica: é a medida da energia liberada por um átomo isolado no estado gasoso ao receber um elétron. Portanto quanto maior a afinidade eletrônica, maior a capacidade do átomo de receber elétrons. Nos períodos e nas famílias, quanto menor o átomo, maior afinidade eletrônica, maior sua capacidade de receber elétrons. Na tabela periódica a afinidade eletrônica tem variação inversa à do raio atômico.

Os gases nobres possuem os orbitais do último nível completos, portanto não recebem elétrons.

Eletronegatividade: é a propriedade pela qual o átomo apresenta maior ou menor tendência em atrair elétrons. É uma propriedade resultante da energia de ionização e da eletroafinidade. Um átomo com alta energia de ionização tem dificuldade de perder elétrons, e um átomo com alta eletroafinidade tem facilidade de ganhar elétrons. Portanto, na tabela periódica a eletronegatividade varia conforme muda a energia de ionização e a eletroafinidade.

Eletropositividade: é a propriedade pela qual o átomo apresenta maior ou menor tendência em repelir elétrons, ou seja, é o inverso da eletronegatividade.

Reatividade Química: sabemos que um átomo reage facilmente quando tem facilidade de perder ou ganhar elétrons, portanto um átomo reage facilmente quando tem energia de ionização baixa, isto é, perde elétrons facilmente, e afinidade eletrônica alta, quando recebe elétrons facilmente.

Os gases nobres devem ser excluídos dessa variação, pois são muito estáveis.

Densidade (d): é a razão entre a massa (m) e o volume (v) de um corpo. Nas famílias,  a densidade aumenta de cima para baixo e nos períodos aumenta das laterais para o centro. O ósmio (d=22,6 g/mL) e o irídio (d=22,5 g/mL) são os elementos de maior densidade existentes na natureza.  

Volume atômico: nas famílias o volume atômico aumenta de cima para baixo e nos períodos aumenta do centro para as laterais da tabela periódica.

Ponto de Fusão: é a temperatura em que um sólido passa ao estado líquido, a uma dada pressão. Os elementos com maior ponto de fusão encontram-se no centro da tabela periódica e na base, com exceção dos metais alcalinos (família 1A e 2A), cujo maior ponto de fusão pertence aos elementos da parte superior da tabela. O elemento metálico com maior ponto de fusão é o tungstênio (W), cujo valor é 3410ºC. O carbono (C), pela sua posição na tabela periódica, deveria ter ponto de fusão baixo, entretanto, a variedade grafite, que é uma estrutura com átomos encadeados e fortemente ligados, apresenta ponto de fusão bastante alto 3 727ºC.

 Bibliografia

Biblioteca Bandeira - fundamental e médio (programa do 3º Milênio),
Minimanual compacto de Química, teoria e prática, Editora Rideel,
Química na abordagem do cotidiano, Tito e Canto, Editora Moderna,
Química Geral, Sardella e Mateus, Editora Ática.
Química Geral e Atomística, Victor Nehmi, Editora Ática.
Química Geral, Ricardo Feltre, Editora Moderna.
Química na abordagem do cotidiano, Francisco Maragaia Peruzzo e Eduardo Leite do Canto, Editora Moderna
http://www.notapositiva.com, http://labjeduardo.ig.unesp.br ,
http://www.feiradeciencias.com.br/sala13/13_magn_02.asp
http://www.infoescola.com/quimica/destilacao-simples/ 
http://br.geocities.com/saladefisica9/biografias/thomson.htm
http://www.brasilescola.com/quimica/o-atomo-rutherford.htm
http://www.portalsaofrancisco.com.br/alfa/modelo-atomico-de-rutherford/modelo-atomico-de-rutherford.php
http://sites.google.com/site/profpedrofarias/home/quimica
 
Prof.Pedro Farias
 
 
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