Módulo 1 - EXCLUSIVO ENSINO

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DISCIPLINA: QUÍMICA PARA O ENEM
PROFESSORA: GREICE KELY SANTOS SILVA
E-MAIL: [email protected]
____________________________________________
MÓDULO I
São propriedades que permitem identificar uma determinada
espécie de matéria. Dentre as propriedades específicas, podemos
citar:
– Propriedades físicas: ponto de fusão, ponto de ebulição,
densidade.
– Propriedades organolépticas: odor, sabor.
– Propriedades químicas: reações químicas.
1.2.2 Estados Físicos da Matéria
1. TRANSFORMAÇÕES QUÍMICAS
1.1 FENÔMENOS: químicos e físicos.
Fenômeno é toda e qualquer transformação que ocorre
com a matéria, na qual ocorrem mudanças qualitativas na
composição. Um fenômeno pode ser classificado em físico ou
químico.
Fenômenos físicos ocorrem quando materiais tem sua
estrutura física modificada, ou seja, tem apenas a forma da
matéria
alterada,
por
exemplo:
__________________________________________________
_______.
Fenômenos químicos ocorrem quando materiais tem sua
estrutura molecular modificada, ou seja, o fenômeno químico
altera
a
matéria,
por
exemplo:
__________________________________________________
_______.
Curiosidades: Gerador de Van der Graff, celulares com
touch.
I. Estado Sólido: as substâncias apresentam formas
definidas e seu volume não varia de forma considerável com
variações de temperatura e pressão. As partículas que constituem
o sólido encontram-se ligadas uma às outras de modo que não
podem movimentar-se livremente.
II. Estado Líquido: as partículas que constituem o estado
líquido não estão unidas fortemente, visto que deslizam uma
sobre as outras, adaptando-se à forma do recipiente que as
contém, mas estas forças de atração entre as partículas são
suficientemente fortes para que não ocorra variação no volume e
as partículas dificilmente podem ser comprimidas.
III. Estado Gasoso: as substâncias apresentam densidade
menor que a dos sólidos e líquidos, ocupam todo o volume do
recipiente que as contém, podem expandir-se indefinidamente e
são comprimidas com grande facilidade. Este comportamento
pode ser explicado pelas forças de atração entre as partículas
muito fracas as quais possuem, portanto, alta mobilidade.
1.2.3 Mudanças de estados físicos da matéria
1.2 MATERIA: propriedades.
A Química é a ciência que estuda a constituição da matéria,
sua estrutura interna, as relações entre os diversos tipos de
materiais encontrados na natureza, além de determinar suas
propriedades. Chamamos matéria a tudo que tem massa, ocupa
lugar no espaço e pode, portanto, de alguma forma, ser medido.
1.2.1 Propriedades da Matéria
A matéria apresenta várias propriedades
classificadas em gerais, funcionais e específicas.
que
são
Fusão – mudança do estado sólido para o líquido.
Vaporização – mudança do estado líquido para o gasoso.
Liquefação ou Condensação – mudança do estado gasoso para o
líquido.
Solidificação – mudança do estado líquido para o sólido.
Sublimação – mudança do estado sólido para o gasoso e viceversa
1.2.3.1 Gráfico de mudanças de estados físicos.
I. Propriedades Gerais da Matéria
São comuns a toda e qualquer espécie de matéria,
independentemente da substância de que ela é feita. As principais
são: massa, extensão, impenetrabilidade, divisibilidade,
compressibilidade e elasticidade.
II. Propriedades Funcionais da Matéria
São propriedades observadas somente em determinados grupos
de matéria. Esses grupos são chamados funções químicas, e as
principais são: ácidos, bases, sais e óxidos que serão estudados
oportunamente.
III. Propriedades Específicas da Matéria
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A fusão obedece a algumas leis:
- Uma determinada substância funde-se sempre na mesma
temperatura, em determinada pressão. Essa temperatura é o
ponto de fusão (PF).
- Durante a fusão, a temperatura permanece constante, ou
seja, não é alterada e as substâncias aumentam de volume,
exceto a água, ferro e a prata.
A temperatura em que uma substância começa a se solidificar
é a mesma que ela começa a se fundir. O ponto de solidificação
é o mesmo que o ponto de fusão.
A mudança da fase para a fase gasosa é dada de três
maneiras. A evaporação é um processo mais lento que ocorre
sem temperatura e pressão determinada. A ebulição é um
processo rápido e depende de cada substância que possui a sua
temperatura e pressão já determinada. É caracterizada pelo
aparecimento de grande quantidade de bolhas.
A ebulição obedece às algumas leis:
- as substâncias entram em ebulição sempre na mesma
temperatura.
- durante a ebulição, a temperatura segue inalterada.
A sublimação é um processo desencadeado a partir de uma
temperatura e pressão determinadas e não passa pela fase
líquida.
1.2.3.2 Diagrama de fases
O gráfico que representa as fases da matéria
termodinamicamente em função da pressão e da temperatura é
chamado de diagrama de fases.
O ponto P é um ponto comum às três curvas e é denominado
ponto triplo ou ponto tríplice, neste ponto as três fases – sólido,
líquido e gasoso, estão em equilíbrio.
1.3
ESTUDO DOS GASES: comportamento e leis.
Existe diferença entre gás e vapor? Se considerarmos apenas
os aspectos visuais dificilmente perceberemos tal diferenciação.
Mas em relação às características químicas, pode-se afirmar que
vapor e gás são distintos em razão das possíveis modificações no
estado físico.
Vapor é uma referência dada à matéria no estado gasoso.
Dizemos que essa forma é capaz de estar em equilíbrio com o
líquido ou o sólido do qual se fez através do aumento de
temperatura. A diferença entre gás e vapor é dada a partir da
temperatura crítica. O vapor é a matéria no estado gasoso, estado
esse que pode ser liquefeito com o aumento da pressão ou
diminuição da temperatura.
Exemplo: o vapor de água, que está presente no ar, volta ao
estado líquido simplesmente ao entrar em contato com um
recipiente que está com a temperatura mais baixa.
O Gás é um dos estados da matéria, não tem forma e volume
definidos, e consiste em uma coleção de partículas (moléculas,
átomos, íons, elétrons, etc.) cujos movimentos são aleatórios.
Para liquefazer um gás (transformá-lo em líquido) é preciso que
se diminua a temperatura e aumente a pressão de forma
simultânea.
Exemplo: o gás no botijão (gás GLP = gás liquefeito de
petróleo) está no estado líquido em virtude da enorme pressão
dentro do recipiente no qual está contido.
1.3.1 Comportamento dos gases
Os gases reais que normalmente conhecemos como, por
exemplo, o hélio, o nitrogênio e o oxigênio, apresentam
características moleculares diferentes e particulares de cada um.
Contudo, se colocarmos todos eles a altas temperaturas e baixas
pressões eles passam a apresentar comportamentos muito
semelhantes. Esse modelo de gás é denominado de gás perfeito.
1.3.2. Gás ideal
A curva 1, que delimita as regiões das fases sólida e líquida,
representa a curva de fusão, onde os estados sólido e líquido da
substância estão em equilíbrio.
A curva 2, que delimita as regiões das fases líquido e vapor,
representa a curva de vaporização, onde os estados líquido e
vapor estão em equilíbrio.
A curva 3, que delimita as regiões das fases sólida e vapor,
representa a curva de sublimação, onde os estados sólido e vapor
estão em equilíbrio.
Um gás ideal ou perfeito é um modelo idealizado, para o
comportamento de um gás. É um gás teórico composto de um
conjunto de partículas pontuais movendo-se aleatoriamente e
não interagindo. O conceito de gás ideal é útil porque obedece a
lei dos gases ideais, uma equação de estado simplificada.
1.3.2 Características dos gases ideais
Os gases possuem características um tanto quanto
particulares, pensando nisso se faz necessário um estudo especial
sobre esses compostos. A começar pela constituição química, os
gases podem constituir moléculas (CO2, CO) ou se apresentarem
como átomos isolados (gases nobres - He, Ne, Ar,...).
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Quanto às características físicas, os gases podem se expandir
ou sofrer compressão, dependendo do local onde estiverem. Se
confinados em recipientes fechados, adquirem formato específico,
mas se deixados livres tendem a ocupar todo o espaço disponível.
Esse grau de liberdade das moléculas gasosas faz com que se
movimentem de forma desordenada, mas ao mesmo tempo
contínua.
As moléculas do gás, ao se movimentarem, colidem com as
outras moléculas e com as paredes do recipiente onde se
encontram, exercendo uma pressão, chamada de pressão do gás.
Ao aumentar o volume do recipiente, as moléculas têm mais
espaço para se deslocar, logo, as colisões diminuem, diminuindo
a pressão.
Existe um agravante para o movimento contínuo dos gases, a
temperatura. Se aquecermos um gás, suas moléculas passarão a
se movimentar mais rapidamente. Dizemos então que a Energia
cinética desse gás aumentou.
1.3.3
Relacionando as Leis de Boyle, Charles Gay-Lussac e de Charles
é possível estabelecer uma equação que relacione as variáveis de
estado: pressão (p), volume (V) e temperatura absoluta (T) de
um gás.
Em uma transformação isotérmica, pressão e volume são
inversamente proporcionais e em uma transformação isométrica,
pressão e temperatura são diretamente proporcionais. Dessas
observações, podemos concluir que a pressão é diretamente
proporcional à temperatura e inversamente proporcional ao
volume.
É importante também salientar que o número de moléculas
influencia na pressão exercida pelo gás, ou seja, a pressão
também depende diretamente da massa do gás. Considerando
esses resultados, Paul Emile Clapeyron (1799-1844)
estabeleceu uma relação entre as variáveis de estado com a
seguinte expressão matemática:
𝐩. 𝐕 = 𝐧 . 𝐑. 𝐓
Leis dos gases perfeitos: comportamento.
Os gases perfeitos obedecem a três leis bastante simples, que
são a lei de Boyle, a lei de Gay-Lussac e a lei de Charles. Essas
leis são formuladas segundo o comportamento de três grandezas
que descrevem as propriedades dos gases: o volume, a pressão
e a temperatura absoluta.
A) A lei de Boyle - Essa lei foi formulada pelo químico irlandês
Robert Boyle (1627-1691) e descreve o comportamento do gás
ideal quando se mantém sua temperatura constante
caracterizando a transformação isotérmica. Um aumento de
pressão junto com uma diminuição do volume do gás, ou seja,
quando a temperatura do gás é mantida constante, pressão e
volume são grandezas inversamente proporcionais. A lei de Boyle,
que pode ser expressa matematicamente do seguinte modo: P.v
= K em que P é a pressão do gás; v é o volume do gás e K é a
constante que representa a não variação da temperatura e
massa.
B) A lei de Gay-Lussac - A lei de Gay-Lussac nos mostra o
comportamento de um gás quando é mantida a sua pressão
constante e variam-se as outras duas grandezas: temperatura e
volume. A lei de Gay-Lussac diz que em uma transformação
isobárica (pressão constante), temperatura e volume são
grandezas diretamente proporcionais. Essa lei é expressa
matematicamente da seguinte forma: v=k.T em que v é o
volume do gás; T é a temperatura do gás e k é uma constante
que depende da pressão, da massa e da natureza do gás.
C) A lei de Charles - é a lei que rege as transformações de um
gás perfeito a volume constante. Essas transformações são
chamadas de transformações isocóricas ou isométricas.
Segundo essa lei, quando uma massa de gás perfeito sofre
transformação isocórica, a sua pressão é diretamente
proporcional à sua temperatura absoluta. Matematicamente essa
lei pode ser expressa da seguinte forma: p=k.T. Em que p é a
pressão do gas T a temperatura e k é uma constante que depende
do volume, da massa e da natureza do gás.
1.3.3.1 Equação de Clapeyron
Onde: p=pressão; V=volume; n=nº de mols do gás; R=constante
universal dos gases perfeitos; T=temperatura absoluta. Essa
constante
pode
assumir
os
seguintes
valores:
R=0,082atm.Lmol.K ou R =8,31Jmol.K.
O Número de Avogadro
Avogadro afirmou que, estando nas mesmas condições físicas,
volumes iguais de diferentes gases têm o mesmo número de
partículas. Logo o numero de Avogadro pode ser definido como o
número de átomos existentes quando a massa atômica de um
elemento é expressa em gramas e igual ao peso molecular (mol).
A hipótese de Avogadro de que volumes iguais de gases
diferentes, nas mesmas condições de pressão e temperatura,
contêm o mesmo número de partículas e as ideias sobre massas
atômicas e moleculares de outro cientista chamado Canizarro
levaram à determinação da constante de Avogadro.
A constante estabelecida por Avogadro e posteriormente
verificada experimentalmente por vários cientistas é conhecida
atualmente como o Número de Avogadro. O Número de Avogadro
representa o número de partículas ou moléculas contidas num
mol.
Na=6,023×1023 moléculas.
1.3.4 Equação geral dos gases
Através da equação de Clapeyron é possível obter uma lei
que relaciona dois estados diferentes de uma transformação
gasosa, desde que não haja variação na massa do gás. Junto as
três
Transformações
gasosas
(isotérmica,
isobárica,
isovolumétrica) representadas respectivamente pelas equações:
PV = K, V/T = K, P/T = K é que se chegou à Equação geral dos
gases:
𝐏𝟏 𝐕𝟏
𝐏𝟐 𝐕𝟐
=
𝐓𝟏
𝐓𝟐
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Observe que a equação aborda as três variáveis de estado (P,
V e T). Sendo assim, é possível conhecer o volume, a temperatura
e pressão de um gás se nos basearmos nessa equação.
1.3.5
Volume molar dos gases
Chama-se de Volume Molar ao volume ocupado por 1 mol de
cada substância. Para sólidos e líquidos o volume molar depende,
entre outras coisas, da natureza, da substância, mas para gases
ele só dependerá das condições de temperatura e pressão,
qualquer que seja a natureza do gás.
Nas condições normais de pressão e temperatura, CNPT, (p =
1 atm ou 760 mmHg e T= 0oC) o volume molar apresenta um
valor constante igual a 22,4 litros que é, portanto, o volume
ocupado por 1 mol de qualquer gás nas referidas condições. É
importante deixar claro que o valor de 22,4 litros é o volume
calculado para gases ideais. Os gases reais apresentam valores
próximos de 22,4 litros.
O volume molar segue a Hipótese de Avogadro (criada em
1811 por Amedeo Avogadro), onde volumes iguais de diferentes
gases, a uma mesma temperatura e pressão, possuem mesmo
número de mols.
1.3.6 Teoria Cinética dos gases.
No estudo dos gases ideais vemos que um gás é composto por
átomos e moléculas, que se movem de acordo com as leis
estabelecidas pela cinemática. Em um gás, suas partículas
normalmente estão muito distantes uma das outras, tendo o
vazio entre si. Vemos também que a principal característica dos
gases é de praticamente só existir interação entre suas partículas
quando elas colidem umas com as outras. Essa colisão é
entendida como cinética dos gases.
A teoria cinética dos gases se baseia em quatro postulados:
1 – o gás é formado por moléculas que se encontram em
movimento desordenado e permanente. Cada molécula pode ter
velocidade diferente das demais.
2 – cada molécula do gás interage com as outras somente por
meio de colisões (forças normais de contato). A única energia das
moléculas é a energia cinética.
3 – todas as colisões entre as moléculas e as paredes do
recipiente que contém o gás são perfeitamente elásticas. A
energia cinética total se conserva, mas a velocidade de cada
molécula pode mudar.
4 – as moléculas são infinitamente pequenas. A maior parte
do volume ocupado por um gás é espaço vazio.
1.4 Modelo corpuscular da matéria: modelos atômicos
Analisando um átomo sozinho em sua estrutura,
observaremos os seguintes aspectos: ausência de cor e
visibilidade, ou seja, não é perceptível. Mas se aglomeramos uma
grande quantidade de átomos surgirão moléculas, e estas irão se
unir a mais moléculas para formar outras ainda maiores e
diferentes umas das outras. Daí a pouco se tem uma enorme
variedade de compostos, e é exatamente assim que se forma tudo
em nossa volta.
Dois filósofos gregos, Demócrito e Leucipo, sugeriram que
toda a matéria era formada por pequenos corpos indivisíveis.
Chamaram estes corpos de átomo, que em grego a significa não
e tomos significa divisível. Então, átomo era a última partícula
que podia dividida.
1.4.1 Modelo atômico de Dalton
Em 1808, o professor inglês John Dalton propôs uma
explicação da natureza da matéria. A proposta foi baseada em
fatos experimentais. Os principais postulados da teoria de Dalton
são:
1. “Toda matéria é composta por minúsculas partículas
chamadas átomos”.
2. “Os átomos de um determinado elemento são idênticos em
massa e apresentam as mesmas propriedades químicas”.
3. “Átomos de diferentes elementos apresentam massa e
propriedades diferentes”.
4. “Átomos são permanentes e indivisíveis, não podendo ser
criados e nem destruídos”.
5. “As reações químicas correspondem a uma reorganização
de átomos”.
6. “Os compostos são formados pela combinação de átomos
de elementos diferentes em proporções fixas”.
A conservação da massa durante uma reação química (Lei de
Lavoisier) e a lei da composição definida (Lei de Proust) passou a
ser explicada a partir desse momento, por meio das ideias
lançadas por Dalton.
1.4.2 Modelo Atômico de Thomson
Pesquisando sobre raios catódicos e baseando-se em alguns
experimentos, J.J. Thomson propôs um novo modelo atômico.
Thomson demonstrou que esses raios podiam ser interpretados
como sendo um feixe de partículas carregadas de energia elétrica
negativa. A essas partículas denominou-se elétrons. Por meio de
campos magnético e elétrico pôde-se determinar a relação
carga/massa do elétron.
Consequentemente, concluiu-se que os elétrons (raios
catódicos) deveriam ser constituintes de todo tipo de matéria pois
observou que a relação carga/massa do elétron era a mesma para
qualquer gás empregado. O gás era usado no interior de tubos de
vidro rarefeitos denominadas Ampola de Crookes, nos quais se
realizavam descargas elétricas sob diferentes campos elétricos e
magnéticos.
Esse foi o primeiro modelo a divisibilidade do átomo, ficando
o modelo conhecido como “pudim de passas". Segundo Thomson,
o átomo seria um aglomerado composto de uma parte de
partículas positivas pesadas (prótons) e de partículas negativas
(elétrons), mais leves.
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1.4.3
Modelo de Modelo Atômico de Rutherford
Em 1911, Ernest Rutherford, estudando a trajetória de
partículas a (partículas positivas) emitidas pelo elemento
radioativo polônio, bombardeou uma fina lâmina de ouro. Ele
observou que:
- a maioria das partículas a atravessavam a lâmina de ouro
sem sofrer desvio em sua trajetória (logo, há uma grande região
de vazio, que passou a se chamar eletrosfera);
- algumas partículas sofriam desvio em sua trajetória: haveria
uma repulsão das cargas positivas (partículas a) com uma região
pequena também positiva (núcleo).
- um número muito pequeno de partículas batiam na lâmina
e voltavam (portanto, a região central é pequena e densa, sendo
composta portanto, por prótons).
Diante das observações, Rutherford concluiu que a lâmina de
ouro seria constituída por átomos formados com um núcleo muito
pequeno carregado positivamente (no centro do átomo) e muito
denso, rodeado por uma região comparativamente grande onde
estariam os elétrons.
Nesse contexto, surge ainda a ideia de que os elétrons
estariam em movimentos circulares ao redor do núcleo, uma vez
que se estivesse parados, acabariam por se chocar com o núcleo,
positivo.
1.4.4 Modelo Atômico Rutherford-Bohr
O modelo proposto por Rutherford foi aperfeiçoado por
Bohr. Baseando-se nos estudos feitos em relação ao espectro
do átomo de hidrogênio e na teoria proposta por Planck em
1900 (Teoria Quântica), segundo a qual a energia não é emitida
em forma contínua, mas em ”pacotes”, denominados quanta de
energia. Foram propostos os seguintes postulados:
1. Na eletrosfera, os elétrons descrevem sempre órbitas
circulares ao redor do núcleo, chamadas de camadas ou níveis
de energia.
2. Cada camada ocupada por um elétron possui um valor
determinado de energia (estado estacionário).
3. Os elétrons só podem ocupar os níveis que tenham uma
determinada quantidade de energia, não sendo possível ocupar
estados intermediários.
4. Ao saltar de um nível para outro mais externo, os elétrons
absorvem uma quantidade definida de energia (quantum de
energia).
5. Ao retornar ao nível mais interno, o elétron emite um
quantum de energia (igual ao absorvido em intensidade), na
forma de luz de cor definida ou outra radiação eletromagnética
(fóton).
6. Cada órbita é denominada de estado estacionário e pode
ser designada por letras K, L, M, N, O, P, Q. As camadas podem
apresentar:
K = 2 elétrons
L = 8 elétrons
M = 18 elétrons
N = 32 elétrons
O = 32 elétrons
P = 18 elétrons
Q = 2 elétrons
7. Cada nível de energia é caracterizado por um número
quântico (n), que pode assumir valores inteiros: 1, 2, 3, 4, 5, 6,
7.
1.4.5 Modelo moderno
Para obtermos o modelo que estudamos hoje em química
vários estudos foram realizados seguindo alguns conceitos de
física quântica.
O cientista francês Louis de Broglie estudou a natureza das
ondas dos elétrons. Pare ele, a matéria é formada ora por
corpúsculos, as partículas ora como onda. Esta é a teoria da
dualidade. Suas teorias foram baseadas nos estudos de Albert
Einstein e também de Max Planck. Ele introduz o conceito da
mecânica ondulatória. Neste momento o elétron é visto como
uma partícula-onda.
Erwin Schrodinger foi um importante físico austríaco que
desenvolveu uma importante equação para o campo da Teoria
Quântica, a Equação de Schrodinger. O físico tentou descrever o
movimento de onda, já que Louis De Broglie havia afirmado que
a matéria se comportava como onda e como partícula
(comportamento dualístico). . Schrodinger em 1926 calculou a
região mais provável onde o elétron possa estar. Para essa região
deu o nome de orbital.
Orbital – região do espaço que está ao redor do núcleo, onde
há máxima probabilidade de se encontrar um elétron.
Segundo Werner Heisenberg, para encontrar a posição
correta de um elétron, é necessário que ele interaja com algum
instrumento de medida, como por exemplo, uma radiação. A
radiação deve ter um comprimento de onda na ordem da
incerteza com que se quer determinar esta posição.
Quanto menor for o comprimento de onda, maior é a precisão
do local onde está o elétron. Quando se consegue descobrir o local
provável onde está o elétron, este elétron já não estará neste
local.
É importante ressaltar que não se pode ver um átomo isolado
exatamente como foi descrito nos modelos atômicos. Algumas
técnicas utilizadas por supercomputadores mostram manchas
coloridas, mostrando a localização dos átomos de um
determinado material. Essas imagens são obtidas por um
microscópio de tunelamento que pode aumentar até 28 milhões
de vezes.
De acordo com o modelo de Rutherford-Bohr, o átomo
apresenta níveis de energia ou camadas energéticas, onde cada
nível possui um número máximo de elétrons. O número do nível
representa o número quântico principal (n).
O subnível indica a forma da região no espaço onde está o
elétron. As siglas s, p, d, f vem das palavras em inglês sharp,
principal, diffuse e fine, respectivamente.
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Número máximo de elétrons em cada subnível:
K = 1 ; 1s²
L = 2 ; 2s²
M = 3 ; 3s²
N = 4 ; 4s²
O = 5 ; 5s²
P = 6 ; 6s²
Q = 7 ; 7s²
2p6
3p6 3d10
4p6 4d10 4f14
5p6 5d10 5f14
6 p6 6d10
O diagrama acima mostra a notação utilizada para indicar o
número de elétrons em um nível e em um subnível.
1.5
Átomo e sua estrutura
Um Átomo é a partícula mais pequena que é possível obter,
de um determinado elemento químico, e que ainda caracteriza
esse elemento químico. Ele apresenta um núcleo com carga
positiva que apresenta quase toda sua massa (mais que 99,9%)
e um determinado número de elétrons em volta desse núcleo.
Quanto a sua estrutura o átomo apresenta um núcleo, uma
eletrosfera e três partículas fundamentais: o elétron, o próton
e o nêutron.
O núcleo é formado por partículas chamadas prótons e
nêutrons. Os prótons possuem carga positiva, seu número
representa o número atômico (Z), que caracteriza e diferencia
cada elemento. Os nêutrons são eletricamente neutros e
somados aos prótons representam o número de massa (A).
Já os elétrons estão situados nas regiões externas do átomo
denominada eletrosfera e possuem a mesma quantidade de
carga dos prótons, porém negativa. Circundam o núcleo em
órbitas e são mantidos nelas pela atração do núcleo que é
predominantemente positivo. Essa energia que mantém o
elétron unido ao átomo em sua órbita é denominada energia de
ligação que é maior nas camadas mais internas devido à
proximidade com o núcleo.
Há no máximo sete camadas em torno do núcleo e nelas
estão os elétrons que orbitam o núcleo. Quando o número de
elétrons nas camadas orbitais é igual ao número de prótons no
núcleo, temos um átomo neutro, se o átomo possuir um elétron
a mais ou a menos dizemos que ele está ionizado (eletrizado).
1.5.1 Número atômico, número de massa e massa
atômica.
Cada elemento químico é caracterizado pelo seu número
atómico, que se representa por Z e que indica o número de
prótons existentes no núcleo do átomo (que é igual ao número
de elétrons).
Há ainda a considerar o número de massa, que se
representa por A, e que indica o número de partículas que
constituem o núcleo — o número de prótons e de nêutrons.
O número atômico e o número de massa sempre são
números inteiros, mas com a massa atômica isso não acontece.
A massa atômica de um elemento químico é baseada na
média ponderada das massas de seus isótopos em unidades de
massa atômica (u). Isto quer dizer que há vários isótopos na
natureza e é feito um cálculo, uma média ponderada, que leva
em consideração as abundâncias relativas desses isótopos, para
ser usado como a massa atômica.
Então, a massa atômica é uma média dos diversos isótopos
que existem na natureza sendo levada em consideração a sua
quantidade existente.
1.5.2 Isótopos, Isóbaros e Isótonos
Se observarmos o número atômico, número de massa e de
nêutrons, de diferentes átomos podemos encontrar conjuntos
de átomos com outro número igual.
Os isótopos são átomos que possuem o mesmo número de
prótons (p) e diferente número de massa (A).
Exemplo: o hidrogênio (H)
¹H1
²H1
³H1
hidrogênio
deutério trítio
Z=1
Z=1
Z=1
A=1
A=2
A=3
Este fenômeno é muito comum na natureza. Quase todos os
elementos químicos naturais são formados por mistura de
isótopos.
Os isóbaros são átomos de elementos químicos que
possuem o mesmo número de massa (A) e diferente número de
prótons.
Exemplo:
K 19
A = 40
Z = 19
40
40
Ca20
A = 40
Z = 20
Os Isótonos são átomos que possuem o mesmo número de
nêutrons e com diferentes números de prótons e de massa. São
átomos de diferentes elementos químicos.
Exemplo:
Cl
A = 37
Z = 17
n= 20
Ca
A = 40
Z = 20
n = 20
Os isótonos têm propriedades químicas e físicas diferentes.
1.5.3 ÍON
O átomo que possui o número de prótons igual ao número
de elétrons é eletricamente neutro.
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Se o átomo tiver elétrons a mais ou a menos, então não será
mais um átomo neutro. Este átomo passará a ser chamado de
ÍON podendo ficar negativo ou positivo.
Íon positivo (+) doa elétrons – íon cátion. Ex. Na+
Íon negativo (-) recebe elétrons – íon ânion. Ex. ClQuando um cátion doa elétrons, ele fica positivo, quando um
ânion ganha elétrons, ele fica negativo.
1.6
Elementos Químicos
Elemento Químico pode ser definido como um conjunto
formado por átomos de mesmo número atômico (Z). Eles são
representados por símbolos adotados de acordo com critérios
internacionais, sendo que esses símbolos são reconhecidos em
qualquer língua ou alfabeto, ou seja, o símbolo é o mesmo em
qualquer país, por exemplo, a Prata é reconhecida
internacionalmente pela sigla “Ag”.
Todos os elementos possuem massa atômica, número
atômico, ponto de fusão e ebulição. Atualmente são conhecidos
114 elementos, sendo que apenas 88 deles são encontrados na
natureza (elementos naturais) e o restante são sintéticos
(elementos
químicos
cujos
átomos
são
produzidos
artificialmente).
1.7 Tabela Periódica
OBS.: A TABELA
MÓDULO.
ENCONTRA-SE
NO
FINAL
DESTE
A tabela periódica surgiu para agrupar os elementos que têm
propriedades químicas e físicas semelhantes, ou seja, ela
organiza os metais, semimetais, não metais, gases nobres,
dentre outros, em grupos divididos de forma a facilitar sua
localização.
Cada quadro da tabela fornece os dados referentes ao
elemento químico: símbolo, massa atômica, número atômico,
nome do elemento, elétrons nas camadas e se o elemento é
radioativo.
As filas horizontais são denominadas períodos. Neles os
elementos químicos estão dispostos na ordem crescente de seus
números atômicos. O número da ordem do período indica o
número de níveis energéticos ou camadas eletrônicas do
elemento.
A tabela periódica apresenta sete períodos:
1º período – 2 elementos
2º período – 8 elementos
3º período – 8 elementos
4º período – 18 elementos
5º período – 18 elementos
6º período – 32 elementos
7º período – até agora 30 elementos
As colunas verticais constituem as famílias ou grupos, nas
quais os elementos estão reunidos segundo suas propriedades
químicas.
As famílias ou grupos vão de 1 a 18. Algumas famílias
possuem nome, como por exemplo:
1 – alcalinos
2 – alcalinos terrosos
13 – família do boro
14 – família do carbono
15 – família do nitrogênio
16 – família dos calcogênios
17 – família dos halogênios
18 – gases nobres
Da família 1 e 2 e 13 até 18 chamamos de elementos
representativos. Da família do 3 até 12 chamamos de elementos
de transição. Os elementos que ficam na série dos lantanídeos
e actinídeos são os elementos de transição. Como eles estão no
grupo 3, como se estivessem numa “caixinha” para dentro da
tabela, são chamados de elementos de transição interna. E os
demais são chamados de elementos de transição externa.
1.7.1 Propriedades periódicas
As propriedades periódicas são tendências ou características
que alguns elementos químicos seguem e que marca sua
localização na tabela periódica.
Os elementos químicos são organizados de acordo com suas
propriedades periódicas e tais propriedades são alteradas de
acordo com o número atômico. As principais propriedades
periódicas são: Raio atômico, Energia de Ionização (ou Potencial
de Ionização), Afinidade eletrônica, Eletronegatividade e
Eletropositividade.
 O raio atômico se refere ao tamanho do átomo. Quanto
maior o número de níveis, maior será o tamanho do átomo. O
átomo que possui o maior número de prótons exerce maior
atração sobre seus elétrons. Em outras palavras, raio atômico
é a distância do núcleo de um átomo à sua eletrosfera na
camada mais externa. Porém, como o átomo não é rígido,
calcula-se o raio atômico médio pela metade da distância entre
os centros dos núcleos de dois átomos de mesmo elemento
numa ligação química em estado sólido. O raio atômico cresce
de cima para baixo na família da tabela periódica,
acompanhando o número de camadas dos átomos de cada
elemento e da direita para a esquerda nos períodos da tabela
periódica. Quanto maior o número atômico de um elemento no
período, maiores são as forças exercidas entre o núcleo e a
eletrosfera, o que resulta num menor raio atômico. O elemento
de maior raio atômico é o Césio.
“O NOSSO FOCO É O SEU SUCESSO!”
End.: Rua: Dr. Nilo Romero, Nº 308, Centro. Lagarto/SE.
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Energia de Ionização ou potencial de ionização é a
energia necessária para remover um ou mais elétrons de um
átomo isolado no estado gasoso. O tamanho do átomo interfere
na sua energia de ionização. Se o átomo for grande, sua energia
de ionização será menor.
tendência em perder elétrons. O elemento químico mais
eletropositivo é o frâncio. Ele tem tendência máxima à oxidação.
Como os gases nobres são muito inertes, os valores de
eletronegatividade e eletropositividade não são objetos de
estudo pela dificuldade da obtenção desses dados.
2.
MATERIAIS, SUAS PROPRIEDADES E USOS.
A matéria pode ser definida como sendo tudo aquilo que tem
massa e ocupa lugar no espaço, ela é formada por pequenas
partículas, designadas átomos e esses podem se unir de várias
maneiras, formando as moléculas.
 Afinidade eletrônica é a energia liberada quando um
átomo no estado gasoso (isolado) captura um elétron. Quanto
menor o raio, maior a sua afinidade eletrônica, em uma família
ou período. Trata-se da energia mínima necessária para a
retirada de um elétron de um ânion de um determinado
elemento. Nos gases nobres a afinidade eletrônica não é
significativa, porém como a adição de um elétron em qualquer
elemento causa liberação de energia, então a afinidade
eletrônica dos gases nobres não é igual a zero.
 A Eletronegatividade é a força de atração exercida sobre
os elétrons de uma ligação. Na tabela periódica a
eletronegatividade aumenta de baixo para cima e da esquerda
para a direita. Essa propriedade tem relação com o raio
atômico: quanto menor o tamanho de um átomo, maior é a
força de atração sobre os elétrons. Não é possível calcular a
eletronegatividade de um único átomo (isolado), pois a
eletronegatividade é a tendência que um átomo tem em receber
elétrons em uma ligação covalente. Portanto, é preciso das
ligações químicas para medir essa propriedade. Segundo a
escala de Pauling, a eletronegatividade cresce na família de
baixo para cima, junto com à diminuição do raio atômico e do
aumento das interações do núcleo com a eletrosfera e no
período da esquerda pela direita, acompanhando o aumento do
número atômico. O elemento mais eletronegativo da tabela
periódica é o flúor.
OBS.: A TABELA ENCONTRA-SE NO FINAL DESTE MÓDULO
 Eletropositividade é a tendência de perder elétrons,
apresentada por um átomo. Quanto maior for seu valor, maior
será o caráter metálico. Os átomos com menos de quatro
elétrons de valência, metais em geral, possuem maior tendência
em perder elétrons, por isso, possuem maior eletropositivade.
Um aumento no número de camadas diminui a força de atração
do núcleo sobre os elétrons periféricos, facilitando a perda de
elétrons pelo átomo e, consequentemente, aumentando a sua
eletropositividade. A eletropositividade cresce da direita para a
esquerda nos períodos e de cima para baixo nas famílias. A
forma de medir a eletropositividade de um elemento é a mesma
da eletronegatividade: através das ligações químicas.
Entretanto, o sentido é o contrário, pois mede a tendência de
um átomo em perder elétrons. Os metais são os mais
eletropositivos e os gases nobres são excluídos, pois não têm
Uma importante classificação para as substâncias materiais
(sistemas materiais) está nas substâncias puras e misturas,
onde as primeiras apresentam pontos de mudança de fase
constantes e as segundas variáveis. Dessa forma, ao
vaporizarmos uma substância pura, o seu ponto de ebulição
ocorre em uma mesma temperatura. Já, ao aquecermos uma
mistura até a sua temperatura de mudança de fase, ocorre que
esta mudança de estado físico se dá em uma faixa de
temperatura, sempre em uma temperatura variável.
2.1 Substâncias químicas: Classificação
As substâncias são aqueles materiais com composição
química constante e que possuem suas propriedades físicas
bem definidas, tais como os pontos de fusão e ebulição e a
densidade, não variando numa determinada temperatura e
pressão.
Todavia, existem dois tipos de substâncias, as simples e as
compostas:
1) Substâncias simples: são aquelas cujas moléculas são
formadas apenas por um único tipo de elemento químico.
Subdivididas em:
Monoatômicas: é o caso do gás hélio (He), um gás nobre
que aparece isolado na natureza, e também do ferro (Fe) e do
alumínio (Al), que são metais. Veja o texto Ligação Metálica
para entender como os átomos desses elementos permanecem
unidos;
Diatômicas: o gás oxigênio presente no ar atmosférico é
constituído por moléculas formadas cada uma por dois átomos
de oxigênio, O2, e as moléculas de gás hidrogênio são formadas
por dois átomos de hidrogênio, H2;
Triatômicas: o ozônio é formado por três átomos de
oxigênio, O3.
2) Substâncias compostas: são aquelas cujas moléculas, ou
aglomerados iônicos, são formados por dois ou mais elementos
químicos ou íons.
A água, o álcool e o cloreto de sódio, são todos classificados
como substâncias compostas ou compostos químicos, pois eles
são formados por diferentes elementos (hidrogênio, oxigênio,
carbono, sódio e cloro).
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Outros exemplos: dióxido de carbono (CO2), monóxido de
carbono (CO), metano (CH4) e amônia (NH3).
As substâncias compostas podem ser decompostas em
substâncias simples. Por exemplo, ao passarmos uma corrente
elétrica sobre o cloreto de sódio fundido, ocorrerá uma reação
de oxirredução que dará origem a duas substâncias simples, o
sódio metálico (Na(s)) e o gás cloro (Cl2(g)). Esse processo é
conhecido como Eletrólise Ígnea do Cloreto de Sódio.
Destilação fracionada: consiste no aquecimento dos líquidos
misturados, em aparelhagem específica e com controle de
temperatura. Dessa forma, à medida que a temperatura for
aumentando, o ponto de ebulição específico de cada líquido é
atingido, fazendo com que cada um deles deixe a mistura
isoladamente. O componente mais volátil, ou seja, aquele com
menor ponto de ebulição, é destilado primeiro. Este processo é
utilizado, por exemplo, na obtenção de bebidas alcoólicas, e
também no fracionamento do petróleo para a obtenção de seus
subprodutos.
2.2 Misturas
Gás + Gás
As misturas podem ser classificadas em homogêneas e
heterogêneas. A diferença entre elas é que a mistura
homogênea é uma solução que apresenta uma única fase
enquanto a heterogênea pode apresentar duas ou mais fases.
Fase é cada porção que apresenta aspecto visual uniforme.
B) Separação dos componentes de mistura heterogênea
Vejamos os exemplos:
1. O leite é uma mistura homogênea quando observamos a olho
nu, mas com o auxílio de um microscópico é possível perceber
gotículas de gordura em suspensão, e quando aquecemos o leite
elas se unem formando a nata.
2. A fumaça que polui o meio ambiente, quando observada ao
microscópico mostra minúsculas partículas de carvão suspensas.
3. O granito é formado por quartzo, feldspato e mica, possui três
fases, é, portanto, uma mistura heterogênea.
2.2.1
Separação de misturas
Os componentes das misturas podem ser separados. Há
algumas técnicas para realizar a separação de misturas. O tipo de
separação depende do tipo de mistura.
A)
Liquefação fracionada: através de resfriamento em
aparelhagem adequada e com controle de temperatura, os gases
se liquefazem separadamente. Uma aplicação desse processo
consiste na separação dos componentes do ar atmosférico.
Separação dos componentes de mistura homogênea
Líquido + Sólido
Decantação: este processo é utilizado quando o componente
sólido for mais denso que o líquido da mistura. Essa diferença de
densidade faz com que o sólido se deposite no fundo do
recipiente, e, após a deposição, inclina-se o recipiente para escoar
o líquido.
Centrifugação: processo caracterizado pelo uso de aparelhos
denominados centrífugas, que aceleram a decantação, separando
materiais de densidades diferentes. A separação de glóbulos
vermelhos do plasma sanguíneo é feito com o auxílio de uma
centrífuga.
Filtração: a mistura é separada através de uma superfície porosa
que, dependendo do tamanho da partícula sólida a ser isolada,
pode ser de cascalho, areia, tecido ou carvão ativado. O sólido
fica retido no filtro e o líquido é recolhido em outro recipiente. A
preparação do café é um exemplo de filtração.
Líquido + Líquido
Líquido + Sólido
Destilação Simples: a separação ocorre de acordo com a
diferença nos pontos de ebulição do solvente e soluto. Por
aquecimento, em aparelhagem apropriada com um condensador
adaptado, só o líquido entra em ebulição, passando para o estado
gasoso, e, em seguida, é condensado e recolhido, separando-se
do sólido.
Para separar a mistura de água e sal e recuperar também a água,
emprega-se a destilação simples. O líquido purificado, que é
recolhido no processo de destilação, recebe o nome de destilado.
Decantação: separa líquidos imiscíveis com a utilização de um
funil de decantação. Após a decantação, abre-se a torneira,
deixando passar o líquido mais denso.
Sólido + Sólido
Levigação: quando os sólidos da mistura tem densidades
diferentes, usa-se uma corrente de água, que arrasta o
componente menos denso. Este processo é utilizado na
extração do ouro.
Evaporação: neste processo a mistura, contida em recipiente
aberto, é aquecida (naturalmente ou não) até o líquido evaporar,
separando-se do soluto na forma sólida. Este é o método utilizado
nas salinas para obtenção de sal marinho.
Ventilação: separação dos componentes sólidos de densidades
diferentes, na qual o componente menos denso é arrastado por
uma corrente de ar. Na separação de cereais e suas cascas, já
soltas, utiliza-se a ventilação.
Líquido + Líquido
Catação: separação manual dos sólidos com diferentes
tamanhos de partículas. Essa prática é muito comum na seleção
de grãos bons de feijão para o cozimento.
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Peneiração (tamisação): processo utilizado na separação de
sólidos de tamanhos diferentes, através do auxílio de uma
peneira onde somente as partículas com menor dimensão
atravessam a malha. Pode ser utilizado na separação de
diferentes granulações de areia.
Apesar de ser o quarto elemento mais abundante na crosta
terrestre, não se encontra o ferro isolado na natureza, mas
somente em minérios, sendo que os principais são: hematita
(Fe2O3 – imagem abaixo), magnetita (Fe3O4), siderita
(FeCO3), limonita (Fe2O3.H2O) e pirita (FeS2).
Separação magnética: separa os componentes de uma
mistura, onde um deles é atraído por um ímã, e o outro não.
Pode ser utilizado, por exemplo, para separar areia e limalha de
ferro.
A partir desses minérios, é possível produzir o metal ferro.
Essa obtenção de um metal por meio de seus minérios é feita
com vários elementos, tais como o alumínio, o cobre, o titânio
e o manganês; e esse processo é estudado pela área da
metalurgia. Um ramo da metalurgia que cuida somente da
obtenção do ferro e do aço é a siderurgia, e o principal minério
utilizado é a hematita.
Flotação: consiste em separar sólidos de densidades diferentes
através de um líquido com densidade intermediária. Quando
temos uma mistura de terra e serragem, adicionamos água. A
areia fica no fundo e a serragem flutua na água.
3.
Metais
Os metais possuem características únicas que os diferem
das demais substâncias: eles são sólidos à temperatura
ambiente (25°C) e apresentam cor prateada. Mas existem
exceções como o Cobre (Cu) e o Ouro (Au) que apresentam
coloração vermelha e dourada respectivamente. O Mercúrio
(Hg) é o único metal encontrado na natureza no estado líquido.
A estrutura atômica dos metais é a Cristalina, que se
constitui por cátions do metal envolvidos por uma nuvem de
elétrons. A capacidade que os metais têm de conduzir
eletricidade se explica pela presença dessa nuvem de elétrons,
que conduz corrente elétrica nos fios de eletricidade, não só
neles, mas em qualquer objeto metálico.
Propriedade dos Metais:





Brilho: os objetos metálicos, quando polidos, apresentam
um brilho característico dos metais, por causa dos elétrons
livres localizados na superfície dos metais que absorvem e
irradiam a luz.
Maleabilidade: essa é a capacidade que os metais têm de
produzir lâminas e chapas muito finas.
Ductibilidade: Se aplicarmos uma pressão adequada em
regiões específicas na superfície de um metal, esse pode
se transformar em fios e lâminas, devido o deslizamento
provocado nas camadas de átomos.
Condutibilidade: os metais são ótimos condutores de
corrente elétrica e de calor. Os fios de transmissão elétrica
são feitos de alumínio ou cobre, assim como as panelas
que usamos para cozinhar alimentos. Os metais possuem
a capacidade de conduzir calor de 10 a 100 vezes mais
rápido do que outras substâncias.
Ponto de fusão e ebulição elevado: o metal Tungstênio se
funde (derrete) à temperatura de 3.410°C e entra em
ebulição em 4.700°C.
3.1 Ferro
O ferro é um metal obtido em siderúrgicas por meio da
hematita, um de seus minérios. Por meio dele é feita a liga de
aço, que possui grande aplicação em nossa sociedade.
O ferro, ou melhor, o íon ferro (Fe+2), é muito importante
para a nossa saúde e manutenção da vida. É esse íon que
mantém as hemoglobinas de nosso sangue funcionando e
possibilita que consigam extrair oxigênio do ar quando o sangue
passa pelos pulmões, para assim distribuí-lo por todo nosso
corpo. O perfeito funcionamento do cérebro também depende
do íon ferro.
3.2 Cobre
O cobre é um metal essencial para plantas e animais, o
problema está em sua bioacumulação. É considerado metal
pesado justamente por esta característica, a de se acumular no
organismo e gerar possíveis reações tóxicas.
O cobre auxilia diversas funções orgânicas, como a
mobilização do ferro para a síntese da hemoglobina, a síntese
do hormônio da adrenalina e a formação dos tecidos
conjuntivos.
O efeito benéfico do cobre está em aliviar dores de origem
inflamatória e prevenir o aparecimento das doenças virais
(gripes, resfriados), mas existe um parâmetro: as dosagens
efetuadas no sangue mostram cupremias (taxas de cobre)
elevadas, ou seja, o acúmulo maléfico relacionado à
propriedade do cobre de ser um metal pesado.
A deficiência de cobre causa anemia (síntese deficiente de
hemoglobina), por outro lado, seu excesso causa vômitos,
intoxicação aguda e até mesmo a morte. É preciso ter um
acompanhamento médico quanto aos índices de cobre no
organismo.
3.3 Alumínio
O alumínio é obtido por meio de processos metalúrgicos. A
metalurgia é uma área que estuda a transformação de minérios
em metais ou em ligas metálicas. Vários metais são obtidos por
esse método, tais como o cobre, o titânio, o ferro e o manganês.
No caso do alumínio, o principal minério utilizado é a bauxita
que contém óxido de alumínio hidratado (Aℓ2O3 . x H2O) e
diversas impurezas. Quando o óxido de alumínio (Aℓ2O3(s)) é
separado da bauxita, seu nome passa a ser alumina.
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Antigamente, fazia-se o seguinte: tratava-se a alumina com
ácido clorídrico, para gerar o cloreto de alumínio; que era
colocado para reagir com potássio ou sódio metálicos, causando
a redução do composto e originando o alumínio metálico:
Aℓ2O3(s) + 6 HCℓ(aq)→ 4 AℓCℓ3(aq) + 3 H2O(ℓ)
AℓCℓ3(aq) + 3 K(s)→ 3 KCℓ(s) + Aℓ(s)
Entretanto, esse método era muito caro e ineficiente, por
isso o alumínio era considerado um metal raro.
Mas, em 1886, dois cientistas de modo separado
desenvolveram o método citado acima, em que se utilizava a
eletrólise ígnea. Esses cientistas eram o americano Charles M.
Hall e o francês Paul Héroult, por isso esse método passou a ser
chamado de Processo de Hall-Héroult ou, simplesmente,
Processo de Hall, visto que Charles M. Hall o patenteou.
O ponto chave que eles descobriram era como fazer o
óxido de alumínio ficar no estado líquido para assim conseguir
realizar a sua eletrólise ígnea, pois o problema era que o ponto
de fusão dele era acima de 2000ºC. Eles utilizaram um
fundente, o minério criolita (Na3AℓF6), que foi capaz de abaixar
a temperatura de fusão do óxido de alumínio para cerca de 1000
ºC.
Assim, como mostra o esquema abaixo, essa mistura de
óxido de alumínio e criolita foi colocada em uma cuba eletrolítica
de aço revestida de carbono. Por essa mistura fundida passa
uma corrente elétrica. As paredes do recipiente que ficam em
contato com a mistura funcionam como polo negativo da
eletrólise (cátodo), onde ocorre a redução dos cátions de
alumínio. Já o ânodo (polo positivo) são cilindros constituídos
de grafite ou de carvão, isto é, ambos formados de carbono,
onde ocorre a oxidação dos ânions de oxigênio:
Semirreação do cátodo: 4 Aℓ3+(ℓ) + 12 e- → 4 Aℓ(ℓ)
Semirreação do ânodo: 6 O2-(ℓ) → 12 e- + 3 O2(g)
O oxigênio formado reage com o carbono do ânodo e
gera também dióxido de carbono:
3 O2(g) + 3 C(s) → 3 CO2(g)
De modo que a reação global e o esquema dessa
eletrólise ígnea que dá origem ao alumínio são dados por:
O alumínio obtido está na forma líquida, porque o seu ponto
de fusão é de 660,37 ºC, ou seja, menor que o da mistura de
alumina e criolita. O alumínio também é mais denso que a
mistura e, por isso, vai se depositando no fundo do recipiente,
por onde é recolhido.
3.3.1
Alumínio transparente
O alumínio transparente é hoje uma realidade. Sua
descoberta foi prevista no filme de ficção científica Star Trek 4
(Jornada nas Estrelas 4). O alumínio transparente é conhecido
na indústria como ALONTM, trata-se de um oxinitrato
policristalino de alumínio, ou seja, uma cerâmica transparente
cristalizada sobre átomos de alumínio. Apesar de ser uma
cerâmica, é muito mais resistente que o vidro blindado, e seu
desenvolvimento foi inicialmente buscado pelo exército
americano para a construção de janelas em veículos blindados.
O alumínio transparente é muito mais resistente, leve e fino que
o vidro blindado, oferecendo diversas vantagens para a
blindagem de veículos. Apresenta diversas outras vantagens
sobre o vidro, e para uso civil já está sendo usado em leitores
de código de barras em supermercados devido ao seu alto índice
de transparência para luz visível e ultravioleta. Todo o mercado
pode se beneficiar dessa descoberta, dependendo somente da
queda do preço desse produto, pois o método de produção do
ALONTM é ainda 5 vezes mais caro que o vidro blindado. Muitas
pesquisas estão avançando nesse campo, basta lembrar que o
alumínio já foi considerado metal nobre devido ao mesmo
problema (alto custo de fabricação) e hoje é um material muito
barato.
3.4 Ligas metálicas (ligações metálicas)
Ligas metálicas são substâncias resultantes da mistura de
dois ou mais elementos, entre os quais pelo menos um é metal.
Na maior parte das vezes recorre-se às ligas metálicas para dar
aos metais determinadas propriedades mecânicas, térmicas,
elétricas, magnéticas ou anticorrosivas.
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Os metais utilizados pela indústria raramente apresentam
todas as características desejadas para uma aplicação
específica. Caso seja muito quebradiço, ou muito mole, ou
pouco resistente à oxidação, busca-se obter uma liga com outro
elemento que resulte num material de maior resistência
mecânica, duração ou outra qualidade desejável. Por
apresentarem propriedades e características físicas mais
satisfatórias que as de seus componentes, as ligas metálicas
têm importância primordial na indústria metalúrgica.
O procedimento mais freqüente na preparação de ligas
metálicas consiste em fundir, em primeiro lugar, o metal cujo
ponto de fusão é mais elevado, acrescentando-se em seguida
os demais componentes. Também é possível inverter a ordem
ou fundir os componentes simultaneamente. O método de fusão
mais simples é o do cadinho, utilizado em pequenas fundições.
Quando é necessário obter grandes quantidades de liga, usamse fornos elétricos de diferentes tipos, como os de arco e de
indução de baixa ou alta frequência.
Na composição atômica existe a camada de valência, e os
elétrons se movimentam livremente por essa camada mantendo
a atração eletromagnética pelos cátions. Essa propriedade
permite a formação das moléculas de metais e,
consequentemente, dos próprios metais.
A preparação de algumas ligas metálicas consiste no próprio
processo de obtenção do metal, já que alguns minérios já
contêm os elementos necessários à liga que se deseja obter.
Um exemplo disso é o bronze (liga de cobre e estanho), primeira
liga utilizada pelo homem, há mais de cinco milênios. Os
homens primitivos fabricavam bronze pela simples fundição do
minério de cobre, que já continha estanho.
4.
da alteração entre íons de cargas elétricas contrárias (ânions e
cátions). Esta ligação acontece, geralmente, entre os metais e
não-metais.
Metais – 1 a 3 elétrons na última camada; tendência a
perder
elétrons e formar
cátions.
Elementos mais
eletropositivos ou menos eletronegativos.
Não-Metais – 5 a 7 elétrons na última camada; tendência a
ganhar
elétrons
e formar
ânions.
Elementos mais
eletronegativos ou menos eletropositivos.
Então:
METAL + NÃO-METAL → LIGAÇÃO IÔNICA
Exemplo: Na e Cl
Na (Z = 11) K = 2 L = 8 M = 1
Cl (Z = 17) K = 2 L = 8 M = 7
O Na quer doar 1 é
O Cl quer receber 1 é
O cloro quer receber 7é na última camada. Para ficar com
8é (igual aos gases nobres) precisa de 1é.
Na+
cátion
Propriedades das substâncias iônicas:
• Apresentam alto ponto de fusão (PF) e ponto de ebulição (PE).
• São sólidas à temperatura ambiente (25°C) e apresentam
forma definida.
• Quebram-se facilmente quando são submetidas a impactos, e
produzem faces planas, são, portanto, cristais duros e
quebradiços.
Cl –
ânion
→
NaCl
cloreto de sódio
As ligações iônicas formam compostos iônicos que
são constituídos de cátions e ânions. Tais compostos iônicos
formam-se de acordo com a capacidade de cada átomo de
ganhar ou perder elétrons. Essa capacidade é a valência.
Substâncias Iônicas
As substâncias iónicas são constituídas por íons positivos e
negativos. São substâncias que possuem entre seus átomos
pelo menos uma ligação iônica.
Na+ (cátion)
Cl – (ânion)
→
→
5.
Substancias Moleculares
São formadas por ametais, pois as suas eletronegatividades
não são suficientemente grandes para que consigam "roubar"
elétrons dos elementos à que se ligam, mas mesmo assim se
mantém juntos, um tentando "roubar" o elétron do outro.
Propriedades das substâncias moleculares:
 Força intermolecular: a temperatura de ebulição (T.E.)
de uma molécula é influenciada pela interação entre seus
átomos (forças de atração intermoleculares): quanto mais
intensa for a atração entre as moléculas, maior será a
temperatura de ebulição.
• O melhor solvente dessas substâncias é a água.
• Conduzem corrente elétrica no estado líquido (fundido) e
quando estão dissolvidas em água. Essa propriedade é devido à
existência de íons com liberdade de movimento.
 Tamanho das moléculas: o tamanho de um composto
molecular também influencia no seu ponto de ebulição. Quanto
maior for a substância maior será sua superfície de contato,
devido ao aumento das interações entre as moléculas,
consequentemente a temperatura de ebulição irá aumentar.
4.1 Ligações Iônicas
Ocorre quando dois átomos com diferença elevada de
eletronegatividade estabelecem uma relação entre eles, em que
o que possui maior eletronegatividade traz para si o elétron do
átomo menos eletronegativo. Logo a ligação iônica é resultado
5.1 Ligação Covalente
Esta ligação é caracterizada pelo compartilhamento de
elétrons. O hidrogênio possui um elétron na sua camada de
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valência. Para ficar idêntico ao gás nobre hélio com 2 elétrons
na última camada. Ele precisa de mais um elétron. Então, 2
átomos de hidrogênio compartilham seus elétrons ficando
estáveis:
Exemplo. H (Z = 1) K = 1
H – H → H2
O traço representa o par de elétrons compartilhados.
Nessa situação, tudo se passa como se cada átomo tivesse
2 elétrons em sua eletrosfera. Os elétrons pertencem ao mesmo
tempo, aos dois átomos, ou seja, os dois átomos compartilham
os 2 elétrons. A menor porção de uma substância resultante de
ligação covalente é chamada de molécula. Então o H2 é uma
molécula ou um composto molecular. Um composto é
considerado composto molecular ou molécula quando possui
apenas ligações covalentes
Se não houver diferença de eletronegatividade entre os
átomos ligados, sendo todas as ligações do composto
covalentes, a molécula será apolar, pois são iguais e a diferença
de eletronegatividade é tão pequena que essas ligações são
praticamente “iônicas”. Moléculas Apolares são moléculas
hidrofóbicas, ou seja, não possuem afinidade com a água, não
se misturam com a água, apenas com compostos oleosos.
6.
Forças intermoleculares
Os sólidos iônicos estão unidos por causa da forte atração
entre seus íons cátions e seus íons ânions. A maioria dos metais
são sólidos a temperatura ambiente por causa da ligação
metálica.
As substâncias que tem ligações covalentes podem ser, em
temperatura ambiente, sólida, liquida ou gasosa. Isto mostra
que as interações entre estas moléculas podem ser maiores ou
menores.
Observe a ligação covalente entre dois átomos de cloro:
Existem três tipos de interações intermoleculares. Elas
servem somente para as substâncias que possuem ligações
covalentes. São elas: Pontes de Hidrogênio ou Ligações de
Hidrogênio; Forças dipolo-dipolo, dipolo-permanente ou
dipolar; Forças de London, Forças de Van der Waals ou dipoloinduzido.
Fórmula de Lewis ou Fórmula Eletrônica
Cl – Cl será a fórmula Estrutural
6.1 Pontes de Hidrogênio
Cl2 a fórmula Molecular
Conforme o número de elétrons que os átomos compartilham,
eles podem ser mono, bi, tri ou tetravalentes.
5.2 Polaridades das Moléculas
A polaridade das moléculas é definida pela diferença de
eletronegatividade que se estabelece entre os átomos dos
elementos químicos. Todas as ligações dos compostos
covalentes, assim, se houver diferença de eletronegatividade na
molécula, ocorrendo um deslocamento de carga, ela será polar;
mas se não houver diferença de eletronegatividade entre os
átomos, a molécula será apolar.
É a tendência que as moléculas tem de forma (ou não) polos.
Sendo assim podem existir moléculas polares e apolares.
5.2.1
Moléculas polares
O átomo mais eletronegativo atrai os elétrons da ligação
covalente, adquirindo uma carga negativa, enquanto que o
átomo do elemento menos eletronegativo fica positivo, criando
uma região polar na cadeia. Nesses casos, a molécula é
considerada polar. Quando dois átomos diferentes formam uma
ligação covalente, o par de elétrons será compartilhado de
forma desigual, dando origem a uma ligação covalente polar.
Moléculas Polares são moléculas que possuem afinidade com a
água, sendo portanto hidrofílicas.
5.2.2
Moléculas apolares
Esta interação intermolecular pode ser chamada também
de Ligações de Hidrogênio. É realizada sempre entre o
hidrogênio e um átomo mais eletronegativo, como flúor,
oxigênio e nitrogênio.
É característico em moléculas polares. Podem ser
encontrados no estado sólido e liquido. É a ligação mais forte
de todas, devida à alta eletropositividade do hidrogênio e à alta
eletronegatividade do flúor, oxigênio e nitrogênio. De um lado,
um átomo muito positivo e do outro, um átomo muito negativo.
Isto faz com que a atração entre estes átomos seja muito forte.
Por isso, em geral são sólidos ou líquidos. Exemplos: H2O, HF,
NH3
Uma consequência das pontes de hidrogênio que existem
na água é a sua elevada tensão superficial. As moléculas que
estão no interior do líquido atraem e são atraídas por todas as
moléculas vizinhas, de tal modo que as essas forças se
equilibram. Já as moléculas da superfície só são atraídas pelas
moléculas de baixo e dos lados. Consequentemente, essas
moléculas se atraem mais fortemente e criam uma película
parecida com uma película elástica na superfície da água. Este
fenômeno ocorre com todos os líquidos, mas com a água,
acontece mais intensamente. A tensão superficial explica alguns
fenômenos, como por exemplo, o fato de alguns insetos
caminharem sobre a água e a forma esférica das gotas de água.
6.2 Dipolo-Dipolo
Esta interação intermolecular pode ser chamada também
de dipolo-permanente ou dipolar. Ocorre em polares. É menos
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intensa que as pontes de hidrogênio. Quando a molécula é
polar, há de um lado um átomo mais eletropositivo e do outro,
um átomo mais eletronegativo.
Estabelece-se de modo que a extremidade negativa do
dipolo de uma molécula se oriente na direção da extremidade
positiva do dipolo de outra molécula. Exemplos: HCl, HBr, HI
6.3 Forças de London
Esta interação intermolecular pode ser chamada também de
dipolo-induzido ou Forças de Van der Waals. É a interação mais
fraca de todas e ocorre em moléculas apolares. Neste caso, não
há atração elétrica entre estas moléculas. Deveriam permanecer
sempre isolados e é o que realmente acontece porque, em
temperatura ambiente, estão no estado gasoso. São cerca de dez
vezes mais fracas que as ligações dipolo-dipolo.
A molécula mesmo sendo apolar, possui muitos elétrons, que se
movimentam rapidamente. Pode acontecer, em um dado
momento, de uma molécula estar com mais elétrons de um lado
do
que
do
outro.
Esta
molécula
estará,
portanto,
momentaneamente polarizada e por indução elétrica, ira provocar
a polarização de uma molécula vizinha (dipolo induzido),
resultando uma fraca atração entre ambas. Esta atração é a Força
de London. Exemplos: Cl2, CO2, H2
Tipo de
substância
Metálica
Iônica
Covalente
polar
Covalente
apolar
Partícula
Átomos e
cátions
Íons
moléculas
Moléculas
Atração entre
as partículas
Por
“elétrons
livres”
Atração
eletrostátic
a
Pontes de
hidrogênio
ou dipolodipolo
Van der
Waals
Estado físico
Sólido
(exceto
Hg)
Sólido
Líquido
Gasoso
Alto
Alto
Baixo
Muito
baixo
Alta
(sólidos e
líquidos),
sem
atração da
substância
Alta
(fundidos
ou em
solução)
Praticament
e nula
quando
pura.
Condutora
quando em
solução
Insolúvel
Solúvel em
solvente
polar
Solúvel em
solvente
polar
Solúvel
em
solvente
apolar
Dura, mas
maleável e
dúctil
Dura,
porém
quebradiça
-
-
PF e PE
Condutividade
elétrica
Solubilidade
em solventes
comuns
Dureza
Quadro-Resumo das propriedades físicas e os tipos de ligações:
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Nula
15
TABELA PERIÓDICA
TABELA ELETRONEGATIVIDADE
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