ARPA 2º bimestre Química Propriedades Periódicas (Capítulo 11) a) Propriedades periódicas: “São aquelas cujos valores crescem e repetem aumentando o número atômico sucessivamente”. É basicamente quando o comportamento dos elementos de períodos diferentes se repete, quando o gráfico tem um “zig-zag”. b) Raio Atômico: distância do elétron mais externo até o núcleo. Fatores que interferem o tamanho do raio atômico: número de camadas (quanto maior o número de camadas, maior o tamanho) e carga nuclear efetiva (CNE – atração que o núcleo tem sobre os elétrons; dada pela subtração do número de prótons pelo número de elétrons nas camadas à frente da camada de valência). Quanto maior o CNE, menor o raio porque mais atraído os elétrons estão, menor o raio. c) Energia de ionização: energia mínima necessária para remover um elétron da última camada de um átomo no estado gasoso. É importante perceber que a energia de ionização aumenta à medida que se retiram elétrons. Tabela periódica: contrário ao raio. Quanto maior o raio, menor a EI, porque o núcleo atrairá pouco o elétron para si. d) Afinidade Eletrônica (AE): é a energia liberada quando um átomo no estado gasoso recebe um elétron. Na tabela periódica é a mesma coisa que a EI. e) Eletronegatividade: o núcleo atrai seus elétrons e os elétrons de outros átomos. Também é contrária ao raio: quanto maior o raio, menor a atração do núcleo pelos seus elétrons e assim, menor a eletronegatividade. Teoria do Octeto (Capítulo 12) a) O átomo se torna estável (após uma reação química) quando possuir 8 elétrons na camada de valência ou 2 elétrons na camada K (He). b) Por serem pouco reativos, os gases nobres não reagem com nenhum outro elemento e por isso são estáveis sozinhos. c) Em uma ligação química: os metais (1 a 3 é CV), por apresentarem baixa CNE, tentem a perder elétrons e formar cátions (íons +); os não metais (5 a 7 é CV), por possuírem alta CNE, tendem a ganhar elétrons e formar ânions (íons -). d) Eletronegatividade: poder de atração dos elétrons exercido por um átomo que participa de uma ligação. e) Variação da eletronegatividade:
Substâncias metálicas e iônicas (Capítulos 13 e 14) Substâncias Metálicas
Substâncias Iônicas (compostos)
Os metais (baixa CNE) têm seus elétrons de valência fracamente atraídos atração simultânea por vários núcleos vizinhos elétron livre (muitos cátions em uma mar de elétrons).
Transferência de elétrons de um metal (que se torna cátion) para um não metal (que se torna ânion)
Elétrons livres permitem a condução de corrente elétrica.
O resultado da reação é um composto iônico (sólido). Cada íon é rodeado por íons com carga de sinal contrário -> formação de cristais iônicos, ou seja, um sólido cristalino
Substâncias Metálicas
Substâncias Iônicas (compostos)
Propriedades: brilho, maleabilidade (formar lâminas), ductilidade (formar fios), conduzem corrente elétrica no estado sólido (Hg líquido).
Propriedades: possuem alto ponto de fusão e de ebulição, conduzem corrente elétrica no estado líquido e dissolvidos em água (íons livres), são quebradiços.
Liga metálica: material que contém mais de um elemento e apresenta propriedades características de um metal (o aço – Fe + C – é a liga metálica produzida em maior quantidade no mundo por possuir alta resistência à tração)
Uso da estrutura de Lewis (bolinhas representam o número de elétrons na camada de valência) para representar a ligação e a fórmula final do composto é chamada de íon-fórmula.
a) Ligação iônica (metal + não metal): ocorre a transferência de elétrons. b) Ligação covalente (não metal + não metal): ocorre o compartilhamento de elétrons. c) Para representar graficamente as diferentes ligações é usada a estrutura de Lewis (os elétrons da camada de valência são representados por bolinhas). Substâncias covalentes (Capítulo 15) Ligação covalente: uniões de metais e metais com hidrogênio que compartilham os elétrons isolados da valência para atingir a estabilidade, formando moléculas (partículas neutras).
Ligação covalente dativa: realizada quando não houver mais elétrons isolados, o átomo utiliza pares eletrônicos isolados de outro átomo para estabilizar-se. É representada por uma flecha.
Fórmula Estrutural
Fórmula molecular
Fórmula de Lewis
Exceção: O berílio se estabiliza com 4 elétrons e o boro com 6 elétrons. Propriedades das substâncias moleculares: não conduzem corrente elétrica; pontos de fusão e ebulição baixos; cristais são formados por forças de atração entre moléculas. Geometria Molecular (Capítulo 16) a) A geometria molecular é a forma de uma molécula dada pelo arranjo dos núcleos de seus átomos. b) Teoria da repulsão dos pares de elétrons da camada de valência: os pares de am o mesmo valor. Isso determina a posição dos núcleos dos átomos, ou seja, a geometria molecular.
c) Alguns passos: escrever a fórmula estrutural; substituir as ligações covalentes e os pares de elétrons livres por regiões de repulsão; arranjar as regiões de repulsão de modo que elas fiquem o mais afastado possível. d) Molécula diatômica: molécula formada por 2 átomos, por isso é linear (uma reta consegue passar pelo núcleo dos dois átomos). Exs: H2, O2, N2, HCl. Moléculas sem pares de elétrons livres no átomo central: e) Geometria linear: 2 regiões de repulsão; realizam duplas ligações; átomos se posicionam em linha (180º). Ex: CO2. f) Geometria trigonal plana: 3 regiões de repulsão (três extremidades); átomos formam um triângulo equilátero (120º). Ex: SO3. g) Geometria tetraédrica: 4 regiões de repulsão (quatro extremidades); um carbono no centro, pirâmide triangular (109º28’). Ex: CH4. Moléculas com par de elétrons livres no átomo central: h) Geometria Angular: 1º caso: 1 par de elétrons livres (1 região de repulsão sem ligação). 2 ligações (2 regiões de repulsão com ligação). Ex: SO2. 2o caso: 2 pares de elétrons livres (2 regiões de repulsão sem ligação). 2 ligações (2 regiões de repulsão com ligação). Ex: H2O. i) Geometria Piramidal: 1 par de elétrons livres (1 região de repulsão sem ligação); 3 ligações (3 regiões de repulsão com ligação). Ex: NH3. Resumindo… Linear: formada por 2 ou 3 átomos (realiza duplas ligações). Angular: formada por 3 átomos E sobram dois pares de elétrons Grupo 16. Trigonal Plana: formada por 4 átomos E três extremidades (iguais ou diferentes). Piramidal: formada por 4 átomos E sobra um par de elétrons Grupo 15. Tetraédrica: formada por 5 átomos E sempre há carbono no centro. Polaridade (Capítulo 17) a) Se uma molécula for influenciada por cargas elétricas ela possui polaridade, se ela não for influenciada por cargas elétricas ela não possui polaridade. b) Para uma ligação ser polar ela precisa apresentar eletronegatividade distinta entre seus átomos. c) Se a eletronegatividade entre os átomos de uma ligação for igual, ela é apolar. d) Além da diferença de eletronegatividade, para a ligação ser polar ela precisa ser assimétrica (possuir ligantes diferentes ao redor do átomo central ou elétrons livres no átomo central estas regras funcionam bem para moléculas pequenas). e) Se apropriar da linha de eletronegatividade. f) Lembrar! Ligação Polar ≠ Molécula Polar. Compostos de Carbono a) Hidrocarbonetos são compostos formados apenas por C e H. b) O carbono consegue se ligar a outros átomos de carbono e formar diferentes compostos. A sequência de carbonos ligados é chamada de cadeia carbônica. c) O carbono pertence ao grupo 14 da Tabela Periódica e, portanto, faz 4 ligações covalentes para encontrar a estabilidade. d) Nomenclatura: prefixo + infixo + sufixo. DECORAR! e) Os compostos orgânicos fechados (cíclicos) que vamos estudar são os cicloalcanos.
Compostos Oxigenados a) São aqueles nos quais átomos de oxigênio também podem ser encontrados. b) Álcoois: terminados em –ol. c) Aldeído: terminados em –al. d) Cetonas: terminadas em –ona. e) Ácido carboxílico: terminado em –oico. Dicas Decore os elementos representativos da tabela periódica. Decore também a fila de eletronegatividade. E também a nomenclatura dos compostos orgânicos. E também algumas moléculas de geometrias diferentes. Ufaa! Não se preocupe com os ângulos de Geometria Molecular. Estude a parte Resumindo... em geometria molecular. Faça as questões com calma! Testes no final. Não deixe de revisar a sua prova! Boa Sorte!