"Amo como ama o amor.Não conheço nenhuma outra razão para amar senão amar.Que queres que te diga,além de que te amo,se o que quero dizer -te é que te amo."
Fernando Pessoa

terça-feira, 12 de outubro de 2010

RESUMO DE QUÍMICA PARA OS TRêS ANOS

Metais Alcalinos Uso: Para lembrar elementos da tabela periódica da família dos alcalinos: Li, Na, K,Rb,Cs,Fr Macete: "Li Na Kama Robinson Crusoe Francês = Li, Na, K,Rb,Cs,Fr" Metais Alcalinos Terrosos Uso: Para lembrar a familia dos alcalinos terrosos: B, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra Macete: "Bela Magrela Casou-se com o Senhor BaRão Rádio = B, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra" Elementos da Tabela Periódica NOME DOS COMPOSTOS QUIMICOS (Familia 1a à 8a) 1A -LiNaK Robou Césio da França Li- lítio, Na - sódio, K - potássio, Rb -rubídio, Cs - césio, Fr - francio 2A -Bela e Magnifica Casa do Sr. BaRao Be - berilio, Mg - magnesio, Ca - calcio, Sr - estroncio, Ba - bario, Ra -radio 3A -Belas Alunas Galinhas Indo Telefonar B - boro, Al - aluminio, Ga - galio, In - indio, Tl-telurio 4A - Casou Silicia Germana com Senador Paraibano Comer Siri Geleado Só na Paraíba! C - Carbono, Si - Silicio, Ge - germanio, Sn - estanho, Pb - chumbo 5A -Nossos Pais Assam Saborosos Bifes N - nitrogenio, P - fosforo, As - astato, Sb-antimonio, Bi - bismuto 6A -Os Sete Porquinhos O - oxigenio, S - enxofre, Se - selenio, Te - telurio, Po- polonio 7A – Ficou claro a Brahma imitou a Antarctica F - fluor , Cl - cloro, Br - bromo, I - iodo, At - astato 8A - Helio Negou Armas de Kriptonita ao Xerife Radonio He - helio, Ne - neonio, Ar - argonio, Kr - kriptonio, Xe - xenonio, Rd - radonio Tabela de Linus Pauling Uso: Para gravar a ordem da tabela de Linus Pauling: S, P, D, F: Macete: Sapo Pula Dando Facadas, Sebastião Pereira De Freitas, São Paulo derrotou o Flamengo (essa é a que mais gosto) Funções Inogârnicas Quadrinho para Nomenclatura dos ácidos obs.: Lembre-se que o sal depende da terminação do ácido.
Terminação do ácido Terminação do Ânion

ídrico ato
eto oso
ico ito

Macete: Bico de Pato, Mosquito Teimoso. O que sobra é IDRÍCO e ETO, que se relacionam. Nomenclatura para Oxiácidos Oxiácidos são ácidos que possuem oxigênio * Ácido + prefixo + Nome do Elemento + sufixo NOX PREFIXO SUFIXO +7 per ico +6, +5 ñ tem ico +4, +3 ñ tem oso +1 , +2 hipo oso Nomenclatura de Acidos Uso: Nomenclatura de acidos, troca-se ISO por OSO, ATO por ICO e ETO por IDRICO. Macete: mosquITO teimOSO, te mATO te pICO, te mETO no vIDRICO Principais ácidos terminados em ICO. H1NO3 H2CO3 H3BO3 H1ClO3 H2SO4 H3PO4 H4SiO4 Isóbaros, Isótonos e Isotopos. Isóbaros tem o mesmo numero de massa isob Aros Isótonos tem o mesmo numero de neutrons isoto N os Isotopos tem o mesmo numero de prótons isoto P os

Reações de deslocamento ou simples troca
REAÇÕES DE DESLOCAMENTO
1. REAÇÕES DE DESLOCAMENTO OU SIMPLES-TROCA: São reações do tipo:
A + BC → AC + B
2. REAÇÕES DE DESLOCAMENTO ENVOLVENDO METAIS: O metal mais reativo (A) desloca o íon B. O metal mais reativo é o mais eletropositivo, pois a tendência do metal é doar elétrons.
A + BC → AC + B Nesta reação o metal A deslocou o íon B, porque A é mais reativo que B.
3. FILA DECRESCENTE DE REATIVIDADE DOS METAIS:
OS METAIS DA ESQUERDA (MAIS RERATIVOS) DESLOCAM OS DA DIREITA. OS METAIS DA DIREITA (MENOS REATIVOS) NÃO DESLOCAM OS ESQUERDA.
Obs.: Quanto mais reativo o metal, menos nobre ele é!
4. EXEMPLOS DE REAÇÕES DE DESLOCAMENTO ENVOLVENDO METAIS:
4.1 Na + AgCℓ → NaCℓ + Ag
A reação ocorre, pois o metal alcalino sódio (Na) é mais reativo que o metal nobre prata (Ag).
NaO + Ag+ → Na+ + AgO
4.2 Uma lâmina de zinco colocada em presença de sulfato de cobre muda de cor:
Zn(s) + CuSO4(aq) → ZnSO4(aq) + Cu
A reação ocorre, pois o zinco (Zn) é mais reativo que o cobre.
ZnO(s) + Cu+2 (aq) → Zn+2 (aq) + CuO
Cu(s) + ZnSO4(aq) → NÃO OCORRE, COBRE É MENOS REATIVO QUE O ZINCO.
5. REAÇÕES DE DESLOCAMENTO ENVOLVENDO AMETAIS:
AS REAÇÕES DE DESLOCAMENTO DE AMETAIS SÃO REAÇÕES DO TIPO:
X + YZ → YX + Z
5.1 FILA DESCRESCENTE DE REATIVIDADE DE AMETAIS:
Quanto mais eletronegativo é o ametal, maior a sua reatividade.
F < O < Cℓ < Br < I < S < P O MAIS REATIVO DESLOCA O MENOS REATIVO. 5.2 EXEMPLOS DE REAÇÕES DE DESLOCAMENTO ENVOLVENTO AMETAIS: F2 + 2NaCℓ → 2NaF + Cℓ2 A REAÇÃO OCORRE, POIS FLÚOR É MAIS ELETRONEGATIVO E MAIS REATIVO QUE O CLORO. Cℓ2 + 2NaF → ESTA REAÇÃO NÃO OCORRE, POIS O CLORO É MENOS ELETRONEGATIVO E POR ISTO MENOS REATIVO QUE O FLÚOR. Br2 + 2KI → 2NaBr + I2 A REAÇÃO OCORRE, POIS O BROMO É MAIS ELETRONEGATIVO E MAIS REATIVO QUE O IODO. I2 + 2KBr → ESTA REAÇÃO NÃO OCORRE, POIS O IODO É MENOS REATIVO QUE O BROMO Funções da química inorgânica: BASES Base de Arrhenius - Substância que, em solução aquosa, libera como ânions somente íons OH-. Classificação Nomenclatura das bases: a) quando a base pertencer a um metal com nox fixo: Exemplo: KOH: hidróxido de potássio. Mg(OH)2: hidróxido de magnésio. b) Quando o elemento ligado ao OH- possuir nox variável: Exemplos: Fe(OH)2: hidróxido de ferro (II). Fe(OH)3: hidróxido de ferro (III). Observação: apesar de não ser a nomenclatura oficial, é comum o uso dos sufixos ico e oso para indicar a maior e a menor valência, respectivamente. Quanto ao número de hidroxilas: a) Monobases: possuem apenas uma hidroxila.Exemplos: KOH e NH4OH. b) Dibases: possuem duas hidroxilas.Exemplos: Mg(OH)2 e Zn(OH)2. c) Tribases: possuem três hidroxilas.Exemplos: Al(OH)3 e Fe(OH)3. d) Tetrabases: possuem quatro hidroxilas.Exemplos: Sn(OH)4 e Pb(OH)4. Solubilidade em água:  São solúveis em água o hidróxido de amônio, hidróxidos de metais alcalinos e alcalino-terrosos (exceto Mg). Os hidróxidos de outros metais são insolúveis. Veja abaixo a relação entre a tabela e a solubilidade das bases ou hidróxidos. Quanto à força:  São bases fortes os hidróxidos iônicos solúveis em água, como NaOH, KOH, Ca(OH)2 e Ba(OH)2.  São bases fracas os hidróxidos insolúveis em água e o hidróxido de amônio. O NH4OH é a única base solúvel e fraca de caráter molecular, é produzida pela ionizaçaõ da amônia (NH3) em água NH3 + H2O → NH4OH. Ação de ácidos e bases sobre indicadores Indicador Ácido Base tornassol róseo azul fenolftaleína incolor avermelhado alaranjado de metila avermelhado amarelo Bases mais comuns na química do cotidiano  Hidróxido de sódio ou soda cáustica (NaOH) o É a base mais importante da indústria e do laboratório. É fabricado e consumido em grandes quantidades. o É usado na fabricação do sabão e glicerina: (óleos e gorduras) + NaOH → glicerina + sabão o É usado na fabricação de sais de sódio em geral. Exemplo: salitre. HNO3+ NaOH → NaNO3 + H2O o É usado em inúmeros processos industriais na petroquímica e na fabricação de papel, celulose, corantes, etc. o É usado na limpeza doméstica. É muito corrosivo e exige muito cuidado ao ser manuseado. o É fabricado por eletrólise de solução aquosa de sal de cozinha. Na eletrólise, além do NaOH, obtêm-se o H2 e o Cl2, que têm grandes aplicações industriais.  Hidróxido de cálcio (Ca(OH)2) o É a cal hidratada ou cal extinta ou cal apagada. o É obtida pela reação da cal viva ou cal virgem com a água. É o que fazem os pedreiros ao preparar a argamassa: o É consumido em grandes quantidades nas pinturas a cal (caiação) e no preparo da argamassa usada na alvenaria.  Amônia (NH3) e hidróxido de amônio (NH4OH) o Hidróxido de amônio é a solução aquosa do gás amônia. Esta solução é também chamada de amoníaco. o A amônia é um gás incolor de cheiro forte e muito irritante. o A amônia é fabricada em enormes quantidades na indústria. Sua principal aplicação é a fabricação de ácido nítrico. o É também usada na fabricação de sais de amônio, muito usados como fertilizantes na agricultura. Exemplos: NH4NO3, (NH4)2SO4, (NH4)3PO4 o A amônia é usada na fabricação de produtos de limpeza doméstica, como Ajax, Fúria, etc.  Hidróxido de magnésio (Mg(OH)2) o É pouco solúvel na água. A suspensão aquosa de Mg(OH)2 é o leite de magnésia, usado como antiácido estomacal. O Mg(OH)2 neutraliza o excesso de HCl no suco gástrico. Mg(OH)2 + 2HCl → MgCl2 + 2H2O  Hidróxido de alumínio (Al(OH)3) o É muito usado em medicamentos antiácidos estomacais, como Maalox, Pepsamar, etc. Funções da química inorgânica: SAIS Sal de Arrhenius - Composto resultante da neutralização de um ácido por uma base, com eliminação de água. É formado por um cátion proveniente de uma base e um ânion proveniente de um ácido. Nomenclatura nome do sal = [nome do ânion] + de + [nome do cátion] Classificação Os sais podem ser classificados em:  sal normal (sal neutro, na nomenclatura antiga),  hidrogênio sal (sal ácido, na nomenclatura antiga) e  hidróxi sal (sal básico, na nomenclatura antiga). Reações de salificação Reação da salificação com neutralização total do ácido e da base Todos os H ionizáveis do ácido e todos os OH- da base são neutralizados. Nessa reação, forma-se um sal normal. Esse sal não tem H ionizável nem OH-. Reação de salificação com neutralização parcial do ácido Nessa reação, forma-se um hidrogênio sal, cujo ânion contém H ionizável. Reação de salificação com neutralização parcial da base Nessa reação, forma-se um hidróxi sal, que apresenta o ânion OH- ao lado do ânion do ácido. Sais naturais CaCO3 NaCl NaNO3 Ca3(PO4)2 CaSO4 CaF2 silicatos sulfetos metálicos (FeS2, PbS, ZnS, HgS) etc. Sais mais comuns na química do cotidiano  Cloreto de sódio (NaCl) o Alimentação - É obrigatória por lei a adição de certa quantidade de iodeto (NaI, KI) ao sal de cozinha, como prevenção da doença do bócio. o Conservação da carne, do pescado e de peles. o Obtenção de misturas refrigerantes; a mistura gelo + NaCl(s) pode atingir -22°C. o Obtenção de Na, Cl2, H2, e compostos tanto de sódio como de cloro, como NaOH, Na2CO3, NaHCO3, HCl, etc. o Em medicina sob forma de soro fisiológico (solução aquosa contendo 0,92% de NaCl), no combate à desidratação.  Nitrato de sódio (NaNO3) o Fertilizante na agricultura. o Fabricação da pólvora (carvão, enxofre, salitre).  Carbonato de sódio (Na2CO3) o O produto comercial (impuro) é vendido no comércio com o nome de barrilha ou soda. o Fabrição do vidro comum (maior aplicação): Barrilha + calcáreo + areia → vidro comum o Fabricação de sabões.  Bicarbonato de sódio (NaHCO3) o Antiácido estomacal. Neutraliza o excesso de HCl do suco gástrico. NaHCO3 + HCl → NaCl + H2O + CO2 O CO2 liberado é o responsável pelo "arroto". o Fabricação de digestivo, como Alka-Seltzer, Sonrisal, sal de frutas, etc. O sal de frutas contém NaHCO3 (s) e ácidos orgânicos sólidos (tartárico, cítrico e outros). Na presença de água, o NaHCO3 reage com os ácidos liberando CO2(g), o responsável pela efervecência: NaHCO3 + H+ → Na+ + H2O + CO2 o Fabricação de fermento químico. O crescimento da massa (bolos, bolachas, etc) é devido à liberação do CO2 do NaHCO3. o Fabricação de extintores de incêndio (extintores de espuma). No extintor há NaHCO3(s) e H2SO4 em compartimentos separados. Quando o extintor é acionado, o NaHCO3 mistura-se com o H2SO4, com o qual reage produzindo uma espuma, com liberação de CO2. Estes extintores não podem ser usados para apagar o fogo em instalações elétricas porque a espuma é eletrolítica (conduz corrente elétrica).  Fluoreto de sódio (NaF) o É usado na prevenção de cáries dentárias (anticárie), na fabricação de pastas de dentes e na fluoretação da água potável.  Carbonato de cálcio (CaCO3) o É encontrado na natureza constituindo o calcário e o mármore. o Fabricação de CO2 e cal viva (CaO), a partir da qual se obtém cal hidradatada (Ca(OH)2): CaCO3 → CaO + CO2 CaO + H2O → Ca(OH)2 o Fabricação do vidro comum. o Fabricação do cimento Portland: Calcáreo + argila + areia → cimento Portland o Sob forma de mármore é usado em pias, pisos, escadarias, etc.  Sulfato de cálcio (CaSO4) o Fabricação de giz escolar. o O gesso é uma variedade de CaSO4 hidratado, muito usado em Ortopedia, na obtenção de estuque, etc. Funções da química inorgânica: ÁCIDOS Ácido de Arrhenius - Substância que, em solução aquosa, libera como cátions somente íons H+ (ou H3O+). Nomenclatura Ácido não-oxigenado (HxE): ácido + [nome de E] + ídrico Exemplo: HCl - ácido clorídrico Ácidos HxEOy, nos quais varia o nox de E: Grupo de E Nox de E Nome do ácido HxEOy Exemplo 7 7 ácido per + [nome de E] + ico HClO4 ácido perclórico Nox do Cl = +7 a < 7 ácido [nome de E] + ico HClO3 ácido clórico Nox do Cl = +5 b < a ácido [nome de E] + oso HClO2 ácido cloroso Nox do Cl = +3 c < b ácido hipo + [nome de E] + oso HClO ácido hipocloroso Nox do Cl = +1 G ¹ 7 G ácido [nome de E] + ico H3PO4 ácido fosfórico Nox do P = +5 a < G ácido [nome de E] + oso H3PO3 ácido fosforoso Nox do P = +3 b < a ácido hipo + [nome de E] + oso H3PO2 ácido hipofosforoso Nox do P = +1 Ácidos orto, meta e piro. O elemento E tem o mesmo nox. Esses ácidos diferem no grau de hidratação: 1 ORTO - 1 H2O = 1 META 2 ORTO - 1 H2O = 1 PIRO Nome dos ânions sem H ionizáveis - Substituem as terminações ídrico, oso e ico dos ácidos por eto, ito e ato, respectivamente. Classificação Quanto ao número de H ionizáveis:  monoácidos ou ácidos monopróticos  diácidos ou ácidos dipróticos  triácidos ou ácidos tripróticos  tetrácidos ou ácidos tetrapróticos Quanto à força  Ácidos fortes, quando a ionização ocorre em grande extensão. Exemplos: HCl, HBr, HI . Ácidos HxEOy, nos quais (y - x) >2 (ou igual a 2), como HClO4, HNO3 e H2SO4.
 Ácidos fracos, quando a ionização ocorre em pequena extensão. Exemplos: H2S e ácidos HxEOy, nos quais (y - x) = 0, como HClO, H3BO3. Obs.: O ácido carbônico (H2CO3) e o ácido acético (H3CCOOH) são ácidos que fogem a regra e são considerados FRACOS!
 Ácidos semifortes, quando a ionização ocorre em extensão intermediária. Exemplos: HF e ácidos HxEOy, nos quais (y - x) = 1, como H3PO4, HNO2, H2SO3. Exceção: H2CO3 é fraco, embora (y - x) = 1.
Roteiro para escrever a fórmula estrutural de um ácido HxEOy
1. Ligue a E tantos -O-H quantos forem os H ionizáveis.
2. Ligue a E os H não-ionizáveis, se houver.
3. Ligue a E os O restantes, por ligação dupla (E = O) ou dativa (E → O).
Ácidos mais comuns na química do cotidiano
 Ácido clorídrico (HCl)
o O ácido impuro (técnico) é vendido no comércio com o nome de ácido muriático.
o É encontrado no suco gástrico .
o É um reagente muito usado na indústria e no laboratório.
o É usado na limpeza de edifícios após a sua caiação, para remover os respingos de cal.
o É usado na limpeza de superfícies metálicas antes da soldagem dos respectivos metais.
 Ácido sulfúrico (H2SO4)
o É o ácido mais importante na indústria e no laboratório. O poder econômico de um país pode ser avaliado pela quantidade de ácido sulfúrico que ele fabrica e consome.
o O maior consumo de ácido sulfúrico é na fabricação de fertilizantes, como os superfosfatos e o sulfato de amônio.
o É o ácido dos acumuladores de chumbo (baterias) usados nos automóveis.
o É consumido em enormes quantidades em inúmeros processos industriais, como processos da indústria petroquímica, fabricação de papel, corantes, etc.
o O ácido sulfúrico concentrado é um dos desidratantes mais enérgicos. Assim, ele carboniza os hidratos de carbono como os açúcares, amido e celulose; a carbonização é devido à desidratação desses materiais.
o O ácido sulfúrico "destrói" o papel, o tecido de algodão, a madeira, o açúcar e outros materiais devido à sua enérgica ação desidratante.
o O ácido sulfúrico concentrado tem ação corrosiva sobre os tecidos dos organismos vivos também devido à sua ação desidratante. Produz sérias queimaduras na pele. Por isso, é necessário extremo cuidado ao manusear esse ácido.
o As chuvas ácidas em ambiente poluídos com dióxido de enxofre contêm H2SO4 e causam grande impacto ambiental.
 Ácido nítrico (HNO3)
o Depois do sulfúrico, é o ácido mais fabricado e mais consumido na indústria. Seu maior consumo é na fabricação de explosivos, como nitroglicerina (dinamite), trinitrotolueno (TNT), trinitrocelulose (algodão pólvora) e ácido pícrico e picrato de amônio.
o É usado na fabricação do salitre (NaNO3, KNO3) e da pólvora negra (salitre + carvão + enxofre).
o As chuvas ácidas em ambientes poluídos com óxidos do nitrogênio contém HNO3 e causam sério impacto ambiental. Em ambientes não poluídos, mas na presença de raios e relâmpagos, a chuva também contém HNO3, mas em proporção mínima.
o O ácido nítrico concentrado é um líquido muito volátil; seus vapores são muito tóxicos. É um ácido muito corrosivo e, assim como o ácido sulfúrico, é necessário muito cuidado para manuseá- lo.
 Ácido fosfórico (H3PO4)
o Os seus sais (fosfatos) têm grande aplicação como fertilizantes na agricultura.
o É usado como aditivo em alguns refrigerantes.
 Ácido acético (CH3 - COOH)
o É o ácido de vinagre, produto indispensável na cozinha (preparo de saladas e maioneses).
 Ácido fluorídrico (HF)
o Tem a particularidade de corroer o vidro, devendo ser guardado em frascos de polietileno. É usado para gravar sobre vidro.
 Ácido carbônico (H2CO3)
 É o ácido das águas minerais gaseificadas e dos refrigerantes. Forma-se na reação do gás carbônico com a água: CO2 + H2O → H2CO3
O que é a Tabela Periódica Moderna?
A primeira maior classificação dos elementos era em metais e não-metais. Isto foi seguido pelas Tríades de Dobereiner, que alinhava grupos de elementos de três em três. John Newlands propôs a Lei das Oitavas, que infelizmente não foi levada a sério.
Mendeleev então formulou a lei que diz que "as propriedades físicas e químicas dos elementos são funções periódicas de seus pesos atômicos" e arranjou os elementos de acordo com seus pesos atômicos.
A tabela periódica moderna é baseada na lei de Moseley que diz que o número atômico e não a massa atômica deve ser usado como a propriedade básica para classificação. As fileiras horizontais na tabela periódica são chamadas períodos e as colunas verticais são chamadas grupos. A primeira coluna (grupo 1) da tabela periódica é a dos metais alcalinos e a última coluna (grupo 18) é a dos gases nobres. As propriedades dos elementos do mesmo grupo são similares.
Os elementos pertencentes aos grupos 3 ao 12 são também chamados de metais de transição. Os elementos de transição são considerados os possuidores dos orbitais de valência 3d, 4d e 5d, além dos lantanídeos e os actinídeos, que possuem orbitais de valência 4f e 5f. Os lantanídeos e os actinídeos são denominados elementos de transição interna.
Os elementos de transição receberam esta denominação de Mendeleev, que verificou que as propriedades destes elementos eram intermediárias às dos elementos, que hoje são classificados como, do bloco s e do bloco p. Os elementos de transição possuem características que os diferenciam de qualquer outro conjunto de grupos de elementos da Tabela Periódica.
Todos os elementos de transição são metais e possuem alta condutividade térmica e elétrica. Em adição em ligas metálicas, aumenta a temperatura de fusão e ebulição, além de aumentar a resistência mecânica da liga. Muitos elementos de transição possuem vários estados de oxidação, geralmente, mais de dois. Alguns destes elementos, como o ferro e o cobre são conhecidos e utilizados desde a antiguidade.
O ferro meteórico era trabalhado à milhares de anos, antes mesmo da metalurgia surgir. Algumas civilizações acreditavam em um mito que o céu era constituído de ferro, e quando se quebrava, caía um pedaço na Terra, que na verdade era ferro meteórico, provavelmente, do espaço.
O cobre é um outro elemento trabalhado desde a antiguidade, que era moldado a marteladas. Após o surgimento da metalurgia, o derretimento do cobre foi realizado, surgindo a Idade do Bronze, quando se construía muitos objetos a partir liga de cobre e estanho.
Não somente o cobre e o ferro são conhecidos e utilizado a tanto tempo, há também o ouro e a prata, que desde o início da sua utilização são ambicionados e têm
aplicações voltadas para a área financeira e de ornamentação (ver aplicações de ouro e prata). Alguns elementos de transição, como dito, são conhecidos e utilizados desde muito tempo. No entanto, não são todos, pois vários metais de transição foram obtidos ou sintetizados há poucos séculos, ou décadas. Aplicações para estes elementos são encontradas nas mais diversas áreas da indústria e da pesquisa. Algumas aplicações comuns para muitos destes elementos são na constituição de ligas metálicas para os mais diversos fins e corantes, entre tantas outras importantes aplicações destes elementos.
Elementos de Transição: são os elementos dos grupos lllB a llB. Nos elementos de transição, o elétron de diferenciação localiza-se no subnível d. A soma dos elétrons do subnível d aos elétrons da camada de valência indica o grupo desses elementos. Os elementos dos grupos lB e llB apresentam osubnível d totalmente preenchidoe 1 e 2 elétrons na camada de valência, respectivamente.
Exemplo:
Elementos de Transição Interna: elementos pertencentes à série dos lantanídios (6º período) e actinídios (7º período). Nos elementos de transição interna, o elétron de diferenciação localiza-se no subnível f. São considerados pertencentes ao grupo lllB. Semimetais
São diversas as aplicações industriais dos semimetais, sobretudo na fabricação de chips, transistores, baterias solares e certos polímeros.
Semimetais são elementos com propriedades intermediárias entre os metais e os não-metais, estes também chamados de ametais ou metalóides. Em geral, o metalóide, o semimetal, é sólido, quebradiço e brilhante. Funciona como isolante elétrico à temperatura ambiente, mas torna-se igual aos metais como condutor elétrico, se aquecido, ou quando se inserem certos elementos nos interstícios de sua estrutura cristalina.
Nos semimetais os elétrons de valência — elétrons das camadas eletrônicas mais externas — não estão livres como nos metais e suas ligações apresentam um razoável caráter covalente, ou seja, os elétrons não estão localizados num átomo específico. À medida que se aumenta a temperatura, os elétrons fracamente ligados tornam-se livres e se movem através da rede cristalina do metalóide, ou seja, conduzem corrente elétrica. Devido a essa característica, são chamados semicondutores. Suas propriedades são intermediárias entre os átomos eletropositivos e as dos átomos eletronegativos.
São considerados semimetais os elementos químicos boro, silício, germânio, arsênio, antimônio, telúrio e polônio. Às vezes um elemento raro como o astato, também é classificado como semimetal. Modernamente existe uma tendência a considerar como não metais o boro, silício, arsênio e telúrio; e como metais o germânio, antimônio, polônio e astato.
ELEMENTOS REPRESENTATIVOS ( Subníveis s p ) ⇒ São elementos químicos cuja a distribuição eletrônica, em ordem crescente de energia, termina num subnível s ou p. São elementos representativos todos elementos da família A (1A, 2A, 3A, 4A, 5A, 6A, 7A, 8A ou 0). ⇒ O número do grupo ou família corresponde ao número de elétrons da última camada (camada de valência).
Ex.: Qual o número da famíla de um elemento cuja a distribuição eletrônica em ordem energética termina em 4s2 3d10 4p5, e qual elemento é este? Resp.: Primeiramente, vemos que a distribuição eletrônica em ordem energética termina em " p ". Portanto é um elemento Representativo (Família A). A soma dos elétrons de valência (da última camada) é igual a 7. Então o elemento está na família 7A. Ele possui 4 camadas eletrônicas. Estará, então, no quarto período. Conferindo na tabela este elemento, podemos ver que se trata do " Br (Bromo) Z=35".
ELEMENTOS DE TRANSIÇÃO ( Subníveis d ) ==> São elementos químicos cuja a distribuição eletrônica em ordem crescente de energia, termina num subnível d. São todos os elementos do grupo ou família B (1B, 2B, 3B, 4B, 5B, 6B, 7B, 8B). ⇒ O número da família dos elementos de transição é obtido a partir da soma dos elétrons do subnível d da penúltima camada com os do subnível s da última camada. ns + (n-1)d. Ex.: Qual o número da famíla de um elemento cuja a distribuição eletrônica em ordem energética termina em 4s2 3d5, e qual elemento é este? Resp.: Primeiramente, vemos que a distribuição eletrônica em ordem energética termina em " d ". Portanto é um elemento de Transição (Família B). A soma dos elétrons nos subníveis, 4s2 + 3d5, é igual a 7. Então o elemento está na 7B. Ele possui 4 camadas eletrônicas. Estará, então, no quarto período. Procurando na tabela o elemento cujo está no quarto período e na família 7B, podemos ver que se trata do " Mn (maganês) Z=25 ".
ELEMENTOS DE TRANSIÇÃO INTERNA ( Subníveis f ) ⇒ São elementos cuja distribuição eletrônica em ordem crescente de energia, terminam num subnível f. São os Lantanóides (Lantanídios) e os Actinóides (Actinídios). Estão todos na família 3B, sexto e sétimo período respectivamente.
Lantanóides
Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu

Actinóides
Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr

Podemos classificar os elementos da tabela Periódica, também, de acordo a algumas características. Os elementos podem ser classificados como:
Metais ⇒São elementos que apresentam um, dois ou três elétrons na sua camada de valência (última camada). Representam aproximadamente dois terço da tabela. As principais propriedades físicas são:
a. ) nas condições ambientes são sólidos, com exceção do mercúrio (Hg), que é líquido. b. ) são bons condutores de calor e corrente elétrica c. ) apresentam o chamado brilho metálico e cor característica d. ) são maleáveis, isto é, podem ser transformado em lâminas e. ) são dúcteis, isto é, podem ser transformado em fios. Ametais ou Não-Metais ⇒ São elementos que possuem cinco, seis ou sete elétrons na última camada. Existem apenas 11 elementos classificados como ametais. As principais propriedades físicas dos ametais são:
a. ) nas condições ambientes apresentam-se nos seguintes estados físicos:
sólidos
C
P
S
Se
I
At
líquidos
B
gasosos
F
O
N
Cl
b. ) são maus condutores de calor e eletricidade c. ) não apresentam brilho Semimetais ou metalóides ⇒ São elementos que apresentam propriedades intermediárias entre os metais e os ametais. Por isso, ao se combinarem com outros elementos podem se comportar como metais ou ametais. São em números de sete. São sólidos a temperatura ambiente e o mais utilizado é o silício, empregado na construção de semicondutores. São eles: B, Si, Ge, As, Sb, Te, Po É muito importante ter estes elementos memorizados. Então vai aqui um " macete " para memorizá-los facilmente. Decore a frase: Bombardeio Silencioso Gerou Assassinato Sobre Território Polonês
Gases Nobres ⇒ São elementos que possuem oito elétrons em sua camada de valência (exceto o He, que possui 2). São gasosos em condições ambientes e tem como principal característica a grande estabilidade, ou seja, possuem pequena capacidade de se combinarem com outros elementos. É a última coluna da tabela Periódica.
Hidrogênio ⇒ É um elemento atípico, possuindo a propriedade de se combinar com metais, ametais e semimetais. Nas condições ambientes, é um gás extremamente inflamável.
***Oficialmente são conhecidos até hoje 109 elementos químicos. Entres eles, 88 são naturais (encontrados na natureza) e 21 são artificiais (produzidos em laboratórios). Portanto classificamos estes artificiais em:
Cisurânicos ⇒ apresentam número atômico inferior a 92, do elemento Urânio, e são os seguintes: Tecnécio (Tc), Astato (At), Frâncio (Fr), Promécio (Pm)
Transurânicos ⇒ apresentam número atômico superior a 92 e são atualmente em número de 17.
NÚMERO DE OXIDAÇÃO (Nox) É o número que mede a carga real (em compostos iônicos) ou aparente (em compostos covalentes) de uma espécie química. Exemplos:
No “NaCl“ o átomo de sódio cedeu 1 elétron para o átomo de cloro. Então: . O sódio origina o íon sódio (Na1+). e . O cloro origina o íon cloreto ( Cl –1). A carga do íon sódio é o número de oxidação do sódio neste composto. Nox = + 1 A carga do íon cloreto é o número de oxidação do cloro neste composto. Nox = – 1 Em compostos covalentes o número de oxidação negativo é atribuído ao elemento mais eletronegativo e o número de oxidação positivo ao elemento menos eletronegativo. Exemplo: H – Cl O cloro é mais eletronegativo que o hidrogênio, então: O cloro atrai para si um elétron, então o seu Nox será – 1, e o hidrogênio tem o seu elétron afastado, então o seu Nox será + 1. Podemos associar os conceitos de oxidação e redução ao de número de oxidação. Oxidação é a perda de elétrons ou o aumento do número de oxidação (Nox). Redução é o ganho de elétrons ou a diminuição do número de oxidação (Nox). A espécie química que provoca a redução de um elemento chama-se agente redutor e, a espécie química que provoca a oxidação de um elemento chama-se agente oxidante.
REGRAS PRÁTICAS PARA DETERMINAR O Nox
1ª regra: Todo elemento em uma substância simples tem Nox igual a zero. Exemplos: O2: Nox de cada átomo de oxigênio é zero. N2: Nox de cada átomo de nitrogênio é zero. Ag: Nox do átomo de prata é zero.
2ª regra: O Nox de alguns elementos em substâncias compostas é constante. O hidrogênio tem Nox igual a + 1. Os metais alcalinos têm Nox igual a + 1. Os metais alcalinos terrosos têm Nox igual a + 2. O oxigênio tem Nox igual a – 2. Os halogênios em halogenetos têm Nox igual –1. A prata (Ag) tem Nox igual a + 1. O zinco (Zn) tem Nox igual a + 2. O alumínio (Al) tem Nox igual a + 3. O enxofre (S) em sulfetos tem Nox igual a – 2. Exemplos: NaCl
 O sódio tem Nox = + 1
 O cloro tem Nox = – 1
Ca(OH)2 . O cálcio tem Nox = + 2. . O hidrogênio tem Nox = +1. . O oxigênio tem Nox = – 2. H2S . O hidrogênio tem Nox = + 1. . O enxofre tem Nox = – 2.
Casos particulares importantes
Nos hidretos metálicos o “hidrogênio” possui Nox igual a – 1. Nos peróxidos o “oxigênio” possui Nox igual a – 1. Exemplos: H2O2 Este composto é um peróxido . O hidrogênio tem Nox = +1. . O oxigênio tem Nox = – 1. NaH Este composto é um hidreto metálico . O sódio tem Nox = +1. . O hidrogênio tem Nox = – 1.
3ª regra: A soma algébrica dos Nox de todos os átomos em uma espécie química neutra é igual a zero. Exemplo: NaOH . O Nox do sódio é + 1. . O Nox do oxigênio é – 2. . O Nox do hidrogênio é + 1.
Calculando a soma algébrica, teremos: (+ 1) + ( – 2) + ( + 1) = 0
Esta regra possibilita a cálculo do Nox de um elemento químico que não possui Nox constante. Exemplo: CO2 . O Nox do carbono é desconhecido ( x ). . O Nox de cada átomo de oxigênio é – 2. Então: x + 2 . ( – 2 ) = 0 x – 4 = 0 x = + 4 Portanto o Nox do átomo de carbono neste composto é igual a + 4.
4ª regra: A soma algébrica dos Nox de todos os átomos em um íon é igual à carga do íon. Exemplo: NH4+1 . O átomo de nitrogênio não tem Nox constante ( x ). . Cada átomo de hidrogênio possui Nox igual a + 1. . O íon tem carga + 1. Calculando a soma algébrica, teremos: x + 4 . ( + 1 ) = + 1 x + 4 = 1 x = 1 – 4 x = – 3
Então o Nox do átomo de nitrogênio é igual a – 3.

Organização da Tabela Periódica
Oficialmente são conhecidos 115 elementos, dos quais 88 naturais ( encontrados na natureza ) e 27 artificiais ( produzidos no laboratório ). Os elementos artificiais podem ser: 1 - cisurânicos - apresentam número atômico inferior a 92. São eles: Tc, At, Fr e Pm. 2 - transurânicos - apresentam número atômico superior a 92.
Propriedades Periódicas e Aperiódicas
Na tabela periódica atual, os elementos químicos: 1 - estão dispostos em ordem crescente de número atômico ( z ). 2 - originam os períodos na horizontal ( em linhas ). 3 – originam as famílias ou grupos na vertical ( em colunas ).
Famílias ou grupos
A tabela periódica é constituída por 18 famílias, podemos dividir essas famílias em 2 grupos:
Famílias A: Os elementos que constituem essas famílias são denominados elementos representativos. 1 ou IA metais alcalinos 2 ou IIA metais alcalinos terrosos 13 ou IIIA família do boro 14 ou IVA família do carbono 15 ou VA família do niterogênio 16 ou VIA calcogênios 17 ou VIIA halogênios 18 ou VIIIA gases nobres
Nota: O elemento hidrogênio ( H ), embora não faça parte da família dos metais alcalinos, está representado na coluna IA por apresentar 1 elétron no subnível s na camada de valência. Nota: O único gás nobre que não apresenta 8 elétrons na camada de valência é o Hélio ( He ). Famílias B: Os elementos que constituem essas famílias são denominados elementos de transição.
1 - Propiedades periódicas são aquelas que a medida que o número atômico aumenta, assumem valores crescentes ou decrescentes em cada período, ou seja, repetem-se periodicamente.
a) Raio Atômico: Para comparar o tamanho doa átomos devemos levar em consideração dois fatores. Número de níveis: quanto maior o número de níveis, maior será o tamanho do átomo. Número de prótons: o átomo que apresenta maior número de prótons exerce uma maior atração sobre seus elétrons, o que ocasiona uma redução no seu tamanho.
b) Energia de Ionização: É a energia necessária para remover um ou mais elétrons de um átomo isolado no estado gasoso.
X0(g) + energia  X+ g) + e-
Quanto maior o raio atômico, menor será a atração exercida pelo núcleo sobre o elétron mais afastado, portanto menor será a energia necessária Para remover esse elétron. Generalizando: Quanto maior for o raio do átomo, menor será a primeira energia de ionização.
Nota: Ao retirarmos o primeiro elétron de um átomo, ocorre uma diminuição do raio. Por esse motivo, a energia necessária para retirar o segundo elétron é maior. Assim, para um mesmo átomo, temos: 1ª E.I. < 2ª E.I. < 3ª E.I.
c) Afinidade Eletrônica ou Eletroafinidade: É a energia liberada quando um átomo isolado, no estado gasoso, ―captura‖ um elétron.
Classificação dos Elementos
X0(g) + e-  X- + energia
1 - Metais: apresentam brilho metálico, conduzem corrente elétrica e são maleáveis. 2 - Ametais: não apresentam brilho metálico, não conduzem corrente elétrica e fragmentam-se. 3 - Semimetais: apresentam brilho metálico, têm pequena condutibilidade elétrica e fragmentam-se. 4 - Hidrogênio: é um elemento atípico, pois possui a propriedade de se combinar com metais, ametais e semimetais. 5 - Gases nobres: sua principal característica química é a grande estabilidade, ou seja, possuem pequena capacidade de se combinar com outros elementos.
Quanto menor o raio atômico, maior será a afinidade eletrônica.
d) Eletronegatividade: A força de atração exercida sobre os elétrons de uma ligação. Ao estudá-la, na verdade estamos comparando a força de atração exercida pelos átomos sobre os elétrons de uma ligação. Essa força de atração tem relação com o raio atômico. Quanto menor o tamanho do átomo, maior será a força de atração, pois a distância núcleo-elétron da ligação é menor.
Nota: A eletronegatividade não é definida para gases nobres. e) Densidade: Experimentalmente, verifica-se que: Entre os elementos das famílias IA e VIIA, a densidade aumenta, de maneira geral, de acordo com o aumento do número das massas atômicas, ou seja, de cima para baixo. Num mesmo período, de maneira geral a densidade aumenta das extremidades para o centro da tabela.
Nota: Os elementos de maior densidade estão situados na parte central e inferior da tabela periódica, sendo o ósnio ( Os ) o elemento mais denso.
f) Temperatura de Fusão e Temperatura de Ebulição: Experimentalmente verifica-se que: Nas famílias IA e IIA, os elementos de maiores TF e TE estão situados na parte superior da tabela. Na maioria das famílias, os elementos com maiores TF e TE estão situados geralmente na parte inferior. Num mesmo período, de maneira geral a TF e TE crescem das extremidades para o centro da tabela.
g) Volume Atomico: Quando usamos a expressão volume atômico, não estamos nos referindo ao ―volume de um átomo‖. Na verdade, usamos essa expressão para designar, para qualquer elemento, o volume ocupado por uma quantidade fixa de número de átomos. O volume atômico sempre se refere ao volume ocupado por 6,02 . 1023 átomos, e pode ser calculado relacionando-se a massa desse número de átomos com sua densidade. Assim temos:
volume atômico = massa de 6,02 . 1023 átomos do elemento -------------------------------------------------- densidade do elemento no estado sólido
Por medidas experimentais, verifica-se que: Numa mesma família, o volume atômico aumenta com o aumento do raio atômico. Num mesmo período, o volume atômico cresce do centro para as extremidades.
2 - Propriedades Aperiódicas: são aquelas cujos valores variam (crescem ou decrescem ) à medida que o número atômico aumenta e que não se repetem em períodos determinados ou regulares. Exemplos: a massa atômica de um elemento sempre aumenta de acordo com o número atômico desse elemento, o calor específico, a dureza e etc.
Polaridade das Ligações Covalentes
Até o momento, a ligação covalente foi definida como sendo o compartilhamento de elétrons entre dois núcleos, sem levar-se em conta a natureza deles. Existe, no entanto, diferenças marcantes neste compartilhamento. Se for considerada a molécula do hidrogênio, onde dois átomos de hidrogênio compartilham um par de elétrons, tem-se este par sendo atraído com a mesma intensidade pelos dois núcleos. O mesmo acontece no caso da molécula de cloro. Por outro lado, quando átomos diferentes estão ligados, nem sempre este compartilhamento será feito de forma simétrica. Por exemplo, considere-se a molécula do ácido clorídrico. Nesta molécula tem-se um átomo de hidrogênio ligado a um átomo de cloro, sendo o par de elétrons atraído por ambos os núcleos. A grande diferença na eletronegatividade destes átomos resulta numa maior força de atração do par de elétrons pelo núcleo de cloro. Desta maneira, a nuvem eletrônica que forma a ligação estará distorcida, gerando uma falta de elétrons (ou carga parcial positiva) em torno ao hidrogênio e um excesso deles (ou carga parcial negativa) em torno ao cloro. Pode-se então classificar as ligações covalentes em dois tipos: aquelas onde a nuvem eletrônica não está polarizada, formada com átomos com eletronegatividades semelhantes, e aquelas onde ela encontra-se polarizada, no caso de núcleos com eletronegatividades marcadamente diferentes. Estes dois tipos de ligação covalente são conhecidos como ligação polar e apola r. Como resultado da polarização de ligações covalentes, tem-se a formação de dipolos elétrico s. No caso do ácido clorídrico, pode-se representar a formação deste dipolo elétrico conforme a figura abaixo.
A formação de dipolos elétricos em moléculas, como no caso do HCl, pode facilmente ser verificado experimentalmente. Ao aplicar um campo elétrico, as moléculas irão girar de forma a alinhar-se com este campo, conforme mostrado no esquema abaixo.
HCl
Considere-se, por exemplo, a molécula do CO2. Neste composto, o carbono apresenta duas ligações com cada oxigênio, uma através de um orbital híbrido do tipo sp e a outra com um orbital p puro. Desta maneira, a geometria da molécula é linear, com ângulo de 180o entre as duplas ligações. Dada a maior eletronegatividade do oxigênio em relação ao carbono, serão formados nesta estrutura dois dipolos elétricos, conforme o esquema abaixo. Se os vetores que representam estes dipolos forem somados, ver-se-á que a resultante é nula. Em outras palavras, a molécula do CO2 , mesmo sendo formada por ligações polares, será apolar.
Na molécula da água, H2O, o átomo de oxigênio possui uma hibridização do tipo sp3, onde dois orbitais híbridos estão com um par de elétrons e os outros dois formam ligações com átomos de hidrogênio. A geometria da molécula é então triangular planar, com um ângulo de 104,5o. Dois dipolos são então formados devido a grande diferença de eletronegatividade entre estes dois átomos. O somatório destes dipolos não é nulo, o que significa que a molécula da água apresenta uma polaridade resultante, conforme pode ser visualizado no esquema abaixo.
O somatório dos momentos de dipolo são realizados utilizando vetores. Para tal, deve-se transpor todos os vetores que representam os dipolos elétricos existentes na molécula, mantendo-se a inclinação original, de tal forma que o início de um coincida com o final do outro. O vetor somatório, que representa a polarização resultante na molécula, é então obtido unindo-se o início do primeiro vetor da soma com o final do último. Na figura abaixo, esta operação é exemplificada para a molécula da água.
Forças de Interação Intermoleculares
A formação de dipolos elétricos em moléculas covalentes tem como conseqüência o surgimento de forças eletrostáticas entre elas. Ou seja, os dipolos elétricos irão atrair-se mutuamente, mantendo as moléculas unidas. Além deste tipo de interação, considerada fraca quando comparada com a ligação covalente, existem muitas outras forças entre compostos químicos, as quais são responsáveis pela existência dos estados condensados da matéria (sólido e líquido). Entre as forças de interação intermolecular pode-se identificar dois tipos básicos: as de Van der Walls e a ligação de hidrogêni o.
Forças de Van der Walls
As forças de van der Walls atuam entre íons, moléculas e átomos, sendo os principais tipos conhecidos como forças íon-dipolo, dipolo-dipolo, dipolo induzido e de London. É extremamente complicado explicar matematicamente, via mecânica quântica, estas interações. Porém, pode-se descrevê-las de forma qualitativa, considerando-as como forças de atração eletrostáticas, como será feito a seguir.
1. Forças íon-dipolo: quando um dipolo elétrico, por exemplo a molécula da água, sofre influência do campo elétrico gerado por um íon, por exemplo o cátion de sódio, ele irá alinhar-se ao campo e manter-se unido a fonte geradora. Ou seja, neste caso, o oxigênio da água, onde está localizada a carga parcial negativa, une-se ao cátion de sódio e os hidrogênios afastam-se o máximo possível, conforme mostrado abaixo.
1. Forças dipolo-dipolo: quando duas moléculas polares, como o metanol e Clorofórmio, se aproximam, surgem forças de atração eletrostática entre elas. É importante notar que estas forças são direcionais, orientando os dipolos espacialmente, como mostrado na figura abaixo.
1. Forças dipolares induzidas: quando uma molécula apolar se aproxima a outra polar, ocorre uma distorção da sua nuvem eletrônica gerando um dipolo elétrido. Entre este dipolo formado, conhecido como dipolo induzido, e o indutor, ocorre então o surgimento de forças de atração semelhantes às verificadas entre moléculas polares. Na figura abaixo, este processo de indução aparece esquematizado.
d) Forças de London: este tipo de interação surge entre moléculas apolares. Admite-se que a interação originada pela aproximação destas espécies leva a formação de dipolos induzidos, os quais irão se atrair mutuamente. Este tipo de força também é conhecida como dispersão .
Ligação de Hidrogênio
As ligações de hidrogênio (ou Ponte de Hidrogênio) são difíceis de serem definidas, uma vez que são bem mais fortes que as forças de van der Walls, porém mais fracas que uma ligação de valência. Pode-se dizer que, quando ligado a um grupo fortemente eletronegativo (A), como os átomos de flúor, oxigênio e nitrogênio, o hidrogênio pode apresentar uma segunda ligação, mais fraca que a anterior, com um segundo átomo (B). Esta segunda ligação é dita então ligação de hidrogêni o, e é representada com um traço descontínuo, como mostrado na figura abaixo.
A-H .......B
São conhecidas ligações de hidrogênio formadas com átomos pertencentes a outra molécula, como as verificadas na água pura ou na solução de metanol em água, como ilustrado abaixo.
Pontes de Hidrogênio entre as moléculas de água
Pontes de Hidrogênio entre moléculas de metanol e água
Bibliografia
1. SOLOMONS, T.W.G. Química Orgânica. Livros Técnicos e Científicos. Vol. I
2. McMURRY, J. Química Orgânica. LTC, Rio de Janeiro, RJ, 1997. vol.I
3. http://www.qmcweb.org/
4. FELTRE, Ricardo. Química Geral. Vol. 2

Nenhum comentário:

Postar um comentário

Postar um comentário


GIRLSPT.COM - Cursores Animados

BIOLOGIA