Tays Constantino

Qualquer dúvida em química podem pedir a minha ajuda estarei sempre as ordem dos meus seguidores.

Respostas do execício

Respostas Do Exercício sobre evolução dos modelos Atômicos:
1. Alternativa “d”.
2.

(Chadwick) É o descobridor do nêutron.
(Dalton) Seu modelo atômico era semelhante a uma bola de bilhar.
(Thomson) Seu modelo atômico era semelhante a um “pudim de passas”.
(Demócrito) Foi o primeiro a utilizar a palavra átomo.
(Rutherford) Criou um modelo para o átomo semelhante ao Sistema Solar.
3. Alternativa “b”.
4. Alternativa “c”.
Muito obrigado para quem tentou e Parabéns para que conseguiu.

Volume atômico e Densidade

O volume atômico e a densidade são duas propriedades periódicas que possuem variações facilmente relacionáveis na Tabela Periódica: no volume a variação se dá de cima para baixo e do centro para as laterais, na densidade a variação se dá de cima para baixo e das laterais para o centro.
Chama-se volume atômico de um elemento o volume ocupado por 1 átomo-grama, ou seja, 6,10 х 10²³ átomos do elemento no estado sólido, sendo que “esta propriedade não representa o volume de um átomo, mas se relaciona com a estrutura cristalina do elemento”¹.
Portanto, visto que o volume atômico não é o volume de um átomo mas de um conjunto de átomos, nesta propriedade influem não só o volume individual de cada átomo, como também o espaço existente entre os mesmos.
Como mostra a Figura 1, pode-se observar que o volume atômico também varia periodicamente com o aumento do número atômico.

FIGURA 1. Variação do volume atômico em função do número atômico (1)

Já de acordo com a Figura 2 pode-se notar que nas famílias da tabela periódica o volume atômico aumenta de cima para baixo; nos períodos do centro para as laterais.

FIGURA 2. Variação do volume atômico nas famílias e períodos da tabela periódica.

“Entende-se por densidade ou massa específica de um corpo a razão entre a massa e o volume deste corpo”¹, “sendo sua variação, no estado sólido, uma propriedade periódica dos elementos químicos”², como pode ser observado na Figura 3.

FIGURA 3. Densidade dos elementos a 25 ºC (Para os elementos gasosos nesta temperatura, a densidade é a do líquido no ponto de ebulição.) (3)

Para o cálculo da densidade de um elemento químico, leva-se em consideração a massa correspondente ao átomo-grama, ou seja, a massa em gramas numericamente igual à massa atômica do elemento, assim como o volume ocupado por um átomo-grama, que depende do tamanho de cada átomo e do arranjo desses átomos na substância simples.
A densidade depende fundamentalmente da temperatura, assim, quando consideramos sólidos e líquidos, a medida refere-se geralmente a 25 °C; já para gases, refere-se ao estado líquido no ponto de ebulição. De maneira experimental determinou-se a densidade para os elementos químicos, observando-se a variação na tabela periódica (Figura 4) na famílias de cima para baixo e nos períodos das laterais para o centro. “Os elementos de maior densidade são o ósmio (22,6 g/ml) e o irídio (22,5 g/ml)”⁴.

FIGURA 4. Variação da densidade nas famílias e períodos da tabela periódica.

LIgação Metálica

A grande maioria dos metais já identificados possui propriedades físico-químicas bem semelhantes: facilidade em perder elétrons (frente ao seu ganho, em geral), elevados pontos de fusão e ebulição, boa condutividade elétrica e térmica, brilho característico.
Boa parte dessas propriedades são frutos da interação entre os átomos na rede cristalina que compõe o metal: observa-se que há um mesmo tipo de ligação entre átomos, que se repete ao longo da rede. Assim, é definida a ligação metálica.
O metal com maior ponto de fusão da tabela periódica é o tungstênio (PE = 3422°C), e isso é devido à interação dos átomos que o constitui: as forças de atração são tão intensas, que é necessária grande quantidade de energia para superá-las. Do mesmo modo, o ósmio é o elemento mais denso (d = 22,6), justamente pela forma de empacotamento que os cristais apresentam.

Aspectos da Ligação Metálica

Os cátions de um metal encontram-se unidos por um “mar” de elétrons vizinhos: eles recobrem toda a superfície do metal, por isso corrente elétrica pode ser transmitida sem muita resistência.
O sódio, por exemplo, apresenta íons Na⁺ lado a lado (com distância média praticamente constante) que permanecem submersos a uma camada de elétrons, quase que totalmente livres. Porque ainda que algumas literaturas considerem os elétrons de uma estrutura metálica livres, ainda será desprendida energia para ionizá-la; além disso, não pode ser deixado de lado o fato que a estrutura apresenta carga elétrica total nula e que, portanto, os elétrons não são totalmente externos aos átomos do retículo (mesmo que esse “mar” seja constituído por elétrons de valência – em constante movimento).
Assim como os outros sólidos, os metais são intimamente organizados por estruturas unitárias (células unitárias) que se repetem ao longo da cadeia.

Transmissão de calor e eletricidade

Como já citado anteriormente, os elétrons de uma barra de cobre, por exemplo, possuem certa mobilidade. Assim, se for aplicado uma diferença de potencial em um dos lados dessa barra, certamente haverá condução de corrente elétrica. Assim como, se uma das pontas for aquecida, também haverá condução de calor (a outra ponta também aumentará de temperatura, gradativamente).
Esses efeitos dão-se pela presença de tais elétrons circundantes aos cátions: ao aplicar uma tensão U, os elétrons tenderão a movimentar-se ordenadamente da região de maior potencial para a de menor potencial elétrico. Logo, uma corrente elétrica será detectada. Isso significa que quanto mais elétrons constituírem circundarem os cátions metálicos, corrente de maior intensidade será observada.
A transmissão de calor dá-se de também obedecendo a um gradiente de energia: ao aquecermos uma parte da barra, aumentamos a energia dos cátions mais próximos a fonte (já que começam a oscilar com mais intensidade); e, como os elétrons encontram-se móveis ao redor dos cátions internos, adquirem maior velocidade por se chocarem com estes. A partir daí, com a colisão contra outros cátions mais lentos (mais afastados da fonte) há transferência de parte dessa energia adquirida pela nova velocidade alcançada e, portanto, é verificada macroscopicamente a efetiva transmissão de calor.

Engenharia Química

A Engenharia Química é a divisão da engenharia que se encarrega dos processos químicos e bioquímicos. A associação responsável por integrar e informar os engenheiros químicos de todo o país é a ABEQ (Associação Brasileira de Engenharia Química). Todo Engenheiro Químico, assim como técnicos em Química devem ser associados à SBQ (Sociedade Brasileira de Química).
Ao estudar Engenharia Química, depara-se com uma mistura de Física, Química e muita Matemática. No início do curso temos o ciclo básico que começa a preparar os alunos introduzindo uma série de conceitos que serão aplicado ao longo de toda a carreira do Engenheiro. Após o ciclo básico, chega o ciclo profissional. Nessa etapa, os conceitos aprendidos na anterior serão fundamentais.
Os conceitos de Física e de Cálculo serão primordiais para o aprendizado de fenômenos de transferência, onde estuda-se como se dá a transferência de massa, energia e calor, por exemplo.
Em matérias como Operações Unitárias e Transferência de massas aprende-se como projetar equipamentos e escolher os tipos de equipamentos utilizados (bombas, torres de destilação...) para um melhor aproveitamento de espaço, de energia e obter o resultado esperado.
Como um Engenheiro, o aluno formado será capaz de projetar equipamentos industriais, bem como fazer análises econômicas e discutir a viabilidade da produção de um produto.
Após formado, o engenheiro químico pode trabalhar em diversos segmentos da indústria. A Indústria Farmacêutica e Petroquímica são segmentos que vem crescendo exponencialmente. Apesar de existirem especializações em cada uma dessas áreas, o grande conhecimento do Engenheiro Químico em Química Orgânica e Química de Petróleo (dependendo, claro, da especialização e estágios que o Engenheiro decidiu seguir durante a faculdade) permite que ele atue muito bem nessa área. Ainda mais por que os equipamentos, sua projeção e funções aprendidos ao longo da faculdade, possuem funções bem parecidas em todas as indústrias. A indústria de alimentos também é uma que não para de crescer e sempre pode acolher um Engenheiro Químico.
O Engenheiro Químico faz em seu juramento a promessa de não fazer ou ajudar a construir equipamentos que irão fazer mal ao homem e ao meio ambiente. Esse juramento deve ser levado a sério durante toda a carreira de engenheiro.

Engenharia de Petróleo

A profissão é indicada para quem ama e se interessa sobre novidades tecnológicas, está disposto a estudar mesmo depois de formado e tem espírito empreendedor. Por conta do aumento dos lucros das empresas petrolíferas, principalmente no Rio de Janeiro que concentra 70% da produção do país, a procura pelo curso de Engenharia de Petróleo tem crescido muito ultimamente. Para se ter uma idéia, a concorrência do vestibular desta área na Universidade Federal do Rio de Janeiro (UFRJ) superou o curso de Medicina. No entanto, ser um profissional deste ramo requer mais do que empolgação: exige uma constante atualização técnica, coragem e determinação para enfrentar riscos, como o de trabalhar em plataformas. Além disso, é preciso ter um perfil empreendedor e dinamismo para tomar decisões antes e durante as operações.
O curso de Engenharia de Petróleo “trata de questões ligadas às atividades de exploração, produção, elevação e escoamento de petróleo e gás”, de acordo com Valquíria Daher, do jornal O Globo. O curso dura cerca de cinco anos e envolve disciplinas básicas como matemática, física, química e informática. Dentre as específicas, destacam-se geologia, perfuração de poços, produção de petróleo, dentre outras. O curso também envolve grandes subáreas, como Engenharia de Reservatórios, Engenharia de poço (perfuração e completação), Engenharia do gás natural, e Processo de produção, elevação e escoamento.
O engenheiro petrolífero pode atuar, segundo Daher, na (os):
1. Indústria de petróleo e gás, fazendo perfurações exploratórias;
2. Produção de hidrocarbonetos em plataformas fixas ou flutuantes;
3. Estudo e simulações de reservatórios;
4. Estudo e elaboração de técnicas de recuperação secundárias e terciárias do petróleo;
5. Estudo de elevação artificial (na parte vertical do poço);
6. Desenvolvimento de campos inteligentes, a fim de que se possam controlar os hidrocarbonetos à distância;
7. Estudos de novas tecnologias voltadas à área.
O que profissionais do ramo destacam nessa carreira é que o trabalho jamais cai na rotina. Shiniti Ohara, engenheiro do petrolífero da Devon Energy, afirma, numa entrevista publicada no Guia Megazine das Profissões, que lida diariamente com a natureza e, por mais que se sinta capaz de prever os problemas que possivelmente surgirão, sempre aparece o imprevisível. “Cada poço que perfuro, é diferente do anterior, cada dia é um novo desafio”, conta.
O mercado está aberto e em constante expansão. A estimativa é de que continue assim, graças à exploração e desenvolvimento de novos campos petrolíferos principalmente ao longo do litoral o Rio de Janeiro. Geralmente, os engenheiros petrolíferos trabalham cerca de oito a nove horas por dia. Em época de perfuração de poços, no entanto, o engenheiro precisa avaliar, programar e implementar procedimentos de perfuração de uma forma que seja viável economicamente e, como a sonda funciona 24 horas por dia, o engenheiro chega a trabalhar 12 h por dia, inclusive em finais de semana e feriados. E isso não é raro. Quem trabalha embarcado, por exemplo, cumpre turnos de 12 h por 14 dias seguidos para poder folgar outros 14 dias. Por conta disso, os salários de um iniciante, por exemplo, é de R$ 3 mil a R$5 mil em uma grande empresa.
O domínio da língua inglesa é fundamental para quem escolhe esta área. Ter especialização e pós-graduação, “principalmente no exterior, fazem grande diferença na formação”, afirma Daher. O governo federal vai investir R$170 bilhões de reais no setor até 2010. A demanda é tão grande de profissionais nesta área que serão oferecidos, gratuitamente, cursos de especialização em diversas instituições do país, como o CEFET, Fundação Getúlio Vargas, SENAI, UERJ, PUC e Unicamp.

O número de Avogadro é uma constante adimensional (não possui unidade, logo não representa uma grandeza) que indica a quantidade de átomos de Carbono-12 que, juntos, representam 12g da substância – 1 mol de C-12. O nome da constante é uma homenagem ao cientista Amedeo Avogadro.
Assim, 1 mol de quaisquer substâncias possuem obrigatoriamente N_A entidades constituintes, incluindo-se os gases às mesmas condições de temperatura e pressão, ex.: se Nitrogênio e Oxigênio encontram-se à 1 atm num recipiente de 22,4 l e a 0°C (273,15 K), o número de moles (mols) de ambos será igual a 1. A partir daí, Avogadro conseguiu explicar como os gases se combinavam facilmente quando os respectivos volumes obedeciam a proporções simples entre si; além de, algum tempo depois, descobrir que os gases apresentam-se na Natureza em formas diatômicas.

A constante de Avogadro

Vários experimentos foram realizados em busca do número de Avogadro. No início do século XX o professor de físico-química da Universidade de Paris Jean Baptiste Perrin estimou a constante de Avogadro como um número entre 6,5 x 10²³ e 7,2 x 10²³. Como consequência recebeu o prêmio Nobel de física em 1926.
Com o aperfeiçoamento dos experimentos e dos métodos de cálculos, chegou-se ao seguinte valor: N_A = 6,02214179x10²³.

Número de Avogadro e a Massa Molar

Com o aparecimento do número de Avogadro foi possível a determinação mais precisa das massas molares de qualquer substância formada a partir de elementos da tabela periódica. Para isso, utiliza-se a definição de UMA (Unidade de Massa Atômica), da constante de Avogadro e da massa atômica dos constituintes.
1 UMA ≈ 1,66x10^-24g
NA ≈ 6,022x10²³
Ex.: Calculemos o valor da massa molar do dióxido de carbono.
Sendo uma molécula de dióxido de carbono (CO₂) constituída por dois átomos de Oxigênio e um átomo de Carbono, a massa molar dessa molécula é dada pela soma das massas atômicas do Carbono e dos dois átomos de Oxigênio multiplicando-se pela constante de Avogadro e pela constante UMA:
MM_CO2 = (MA_C + 2MA_O).NA.UMA
MM_CO2 = (12 + 32). 6, 022x10²³ . 1,66x10^-24
MM_CO2 = 44 . 6,022x10²³ . 1,66x10^-24
Repare que o produto 6,022x10²³ . 1,66x10^-24 é aproximadamente igual a 1, assim, a massa molar do dióxido de carbono é numericamente igual à sua massa molecular:
MM_CO2 = 44 g/mol
Por isso que as massas molares de uma molécula, íon, átomo ou radical sempre coincidem com as respectivas massas moleculares, massas-fórmulas (para os íons) e massas atômicas dos mesmos.

Baleanceamento da Equação Química

A estequiometria de uma reação química é de suma importância por informar o reagente limitante, a massa e volume (no caso de gases) finais dos produtos, a quantidade de reagentes que deve ser adicionada para que determinada quantidade de produto seja obtido, dentre outros dados. Portanto, o balanceamento de equações químicas deve ser feita sempre que se deseja retirar alguma informação acerca de uma reação fornecida.
Para que o balanceamento de reações químicas seja feito de maneira correta, deve-se atentar para os seguintes princípios:
1)      Lei de conservação de massa: Essa lei indica que a soma das massas de todos os reagentes deve ser sempre igual à soma das massas de todos os produtos (princípio de Lavoisier).
2)      Lei das proporções definidas: Os produtos de uma reação são dotados de uma relação proporcional de massa com os reagentes. Assim, se 12g de carbono reagem com 36g de oxigênio para formar 48g de dióxido de carbono, 6g de carbono reagem com 18g de oxigênio para formar 24g de dióxido de carbono.
3)      Proporção atômica: De maneira análoga à lei das proporções definidas, os coeficientes estequiométricos devem satisfazer as atomicidades das moléculas de ambos os lados da equação. Portanto, são necessárias 3 moléculas de oxigênio (O₂) para formar 2 moléculas de ozônio (O₃).
Deve-se lembrar que, de acordo com a IUPAC, os coeficientes estequiométricos devem ser os menores valores inteiros possíveis.

Métodos de Balanceamento

MÉTODO DAS TENTATIVAS

Como o nome já sugere, consiste na escolha de números arbitrários de coeficientes estequiométricos. Assim, apesar de mais simples, pode se tornar a forma mais trabalhosa de balancear uma equação.

MÉTODO ALGÉBRICO

Utiliza-se de um conjunto de equações, onde as variáveis são os coeficientes estequiométricos. Sendo que, essas equações podem ser solucionadas por substituição, escalonamento ou por matrizes (através de determinantes).
Exemplo: NH₄NO₃ → N₂O + H₂O
Passo 1: Identificar os coeficientes.
aNH₄NO₃ → bN₂O + cH₂O
Passo 2: Igualar as atomicidades de cada elemento respeitando a regra da proporção atômica. Assim, deve-se multiplicar a atomicidade de cada elemento da molécula pelo coeficiente estequiométrico identificado anteriormente.
Para o nitrogênio: 2a = 2b (pois existem 2 átomos de N na molécula NH₄NO₃)
Para o hidrogênio: 4a = 2c
Para o oxigênio: 3a = b + c
Ou seja, o número de átomos de cada elemento deve ser igual no lado dos reagentes e no lado dos produtos.
Passo 3: Resolver o sistema de equações
Se 2a = 2b, tem-se que a = b.
Se 4a = 2c, tem-se que 2a = c.
Portanto, atribuindo-se o valor arbitrário 2 para o coeficiente a, tem-se:
a = 2, b = 2, c = 4.
Mas, como os coeficientes devem ser os menores valores inteiros possíveis:
a = 1, b = 1, c = 2.
Passo 4: Substituir os valores obtidos na equação original
1NH₄NO₃ → 1N₂O + 2H₂O, ou simplesmente, NH₄NO₃ → N₂O + 2H₂O

MÉTODO REDOX

Baseia-se nas variações dos números de oxidação dos átomos envolvidos de modo a igualar o número de elétrons cedidos com o número de elétrons ganhos. Se no final do balanceamento redox faltar compostos a serem balanceados, deve-se voltar para o método das tentativas e completar com os coeficientes restantes.
Exemplo: Fe₃O₄ + CO → FeO + CO₂
Passo 1: Identificar os átomos que sofrem oxirredução e calcular as variações dos respectivos números de oxidação.
Sabendo-se que o Nox do oxigênio é -2 para todos os compostos envolvidos. O Nox do Ferro varia de +8/3 para +2. E, o Nox do carbono de +2 para +4.
Portanto, o ferro se reduz e o carbono se oxida.
ΔFe = 8/3 – 2 = 2/3 (variação de Nox do ferro)
ΔC = 4 – 2 = 2 (variação de Nox do carbono)
Passo 2: Multiplicar a variação de Nox pela respectiva atomicidade no lado dos reagentes e atribuir o valor obtido como o coeficiente estequiométrico da espécie que sofreu processo reverso. Assim, o número obtido pela multiplicação da variação de Nox do ferro pela sua atomicidade deve ser atribuído como o coeficiente estequiométrico da molécula de CO.
Para o ferro: 2/3 . 3 = 2
Para o carbono: 2 . 1 = 2
Portanto, o coeficiente do Fe₃O₄ é igual a 2, e o coeficiente do CO também.
2Fe₃O₄ + 2CO → FeO + CO₂
Simplificando-se os coeficientes para os menores valores inteiros possíveis, tem-se:
Fe₃O₄ + CO → FeO + CO₂
Passo 3: Acrescentar os coeficientes restantes
Para completar o balanceamento, pode-se realizar o mesmo procedimento utilizado no lado dos reagentes (multiplicando a variação de Nox pela atomicidade do elemento na molécula) ou realizar o método de tentativas.
A primeira opção é a mais viável, embora para equações mais simples (como a indicada como exemplo) possa ser utilizado o segundo método. O fato é que ambos os métodos devem levar à mesma resposta final.
Como a atomicidade do carbono no CO₂ é igual a 1, multiplicando-se pela variação do Nox 2, obtém-se o coeficiente 2 para o FeO. Do mesmo modo, sendo a variação de Nox do ferro igual a 2/3, multiplicando-se pela atomicidade 1 na molécula de FeO, obtém-se o coeficiente 2/3 para o CO₂.
Agora, basta balancear o lado dos produtos:
Fe₃O₄ + CO → 2FeO + 2/3CO₂
Como os coeficientes devem ser os menores valores inteiros possíveis, deve-se multiplicar a equação por 3/2 a fim de retirar o coeficiente fracionário do CO₂:
Fe₃O₄ + CO → 3FeO + CO₂

MÉTODO ÍON-ELÉTRON

Baseia-se na divisão da reação global de oxirredução em duas semi-equações. Sendo que, para a semi-equação de redução deve-se acrescentar os elétrons no lado dos reagentes e o ânion no lado dos produtos. De forma análoga, para a semi-equação de oxidação, deve-se adicionar os elétrons no lado dos produtos junto à espécie oxidada, enquanto que no lado de reagentes deve estar a espécie mais reduzida.
Exemplo: CuSO₄ + Ni → NiSO₄ + Cu
Passo 1: Identificar as espécies que sofrem oxidação e redução
No composto CuSO₄, o cobre possui Nox +2 e transforma-se em cobre puro com Nox 0. Assim como, o Níquel puro passa do estado 0 para o estado de oxidação +2. Portanto, o cobre 2+ sofre redução e o níquel oxidação.
Passo 2: Escrever as semi-equações
Cu²⁺ + 2e → Cu
Ni → Ni²⁺ + 2e
Passo 3: Somar as semi-equações de modo a balanceá-las e cancelar os elétrons cedidos com os ganhos
Cu²⁺ + Ni → Ni²⁺ + Cu, ou simplesmente, CuSO₄ + Ni → NiSO₄ + Cu
Caso a quantidade de elétrons cedidos e ganhos não fosse igual, as duas semi-equações deveriam ser multiplicadas por números inteiros de modo a equilibrar as cargas.
Se a equação inicial possuir íons H+ em um dos lados ou átomos de oxigênio, também em um dos lados, deve-se balancear a primeira espécie com moléculas de hidrogênio e a segunda com moléculas de água.

Exercício sobre a evolução dos Modelos Atômicos

1° Questão

O primeiro modelo científico para o átomo foi proposto por Dalton em 1808. Este modelo foi comparado a:
a)      Uma bola de tênis;
b)      Uma bola de futebol;
c)       Uma bola de pingue-pongue;
d)      Uma bola de bilhar;

e)      Uma bexiga cheia de ar.
2°Questão

Relacione os nomes dos cientistas e filósofos apresentados na coluna à esquerda com suas descobertas na coluna à direita:
a)      Demócrito                         (   ) Descobridor do nêutron.
b)       Thomson                          (   ) Seu modelo atômico era semelhante a uma bola de bilhar.
c)       Rutherford                        (   ) Seu modelo atômico era semelhante a um “pudim de passas”.
d)      Dalton                                 (   ) Foi o primeiro a utilizar a palavra átomo.

e)      Chadwick                            (   ) Criou um modelo para o átomo semelhante ao Sistema Solar.
 3°Questão
Fogos de artifício utilizam sais de diferentes íons metálicos misturados com um material explosivo. Quando incendiados, emitem diferentes colorações. Por exemplo: sais de sódio emitem cor amarela, de bário, cor verde, e de cobre, cor azul. Essas cores são produzidas quando os elétrons excitados dos íons metálicos retornam para níveis de menor energia. O modelo atômico mais adequado para explicar esse fenômeno é o modelo de:
a) Rutherford.
b) Rutherford-Bohr.
c) Thomson.
d) Dalton.
e) Millikan.
4°Questão
O conhecimento sobre estrutura atômica evoluiu à medida que determinados fatos experimentais eram observados, gerando a necessidade de proposição de modelos atômicos com características que os explicassem.

A associação correta entre o fato observado e o modelo atômico proposto, a partir deste subsídio, é:
a) I – 3; II – 1; III – 2; IV – 4
b) I – 1; II – 2; III – 4; IV – 3
c) I – 3; II – 1; III – 4; IV – 2
d) I – 4; II – 2; III – 1; IV – 3
e) I – 1; II – 3; III – 4; IV – 2

Ligação Iônica

Quando ocorrem ligações entre íons positivos (cátions) e negativos (ânions) denominamos de Ligações Iônicas. Essa ligação é a única em que a transferência de elétrons é definitiva. Uma ligação iônica envolve forças eletrostáticas que atraem íons de cargas opostas. Íons são átomos em desequilíbrio elétrico e apresentam carga positiva ou negativa.

Esse tipo de ligação geralmente ocorre entre um átomo ou agrupamento de átomos que tem tendência a ceder elétrons e um átomo ou agrupamento de átomos que tem tendência a receber elétrons. Os átomos que apresentam facilidade em perder elétrons, são em geral os metais das famílias IA, IIA e IIIA, e os que recebem elétrons são os ametais das famílias VA, VIA e VIIA.

Os compostos iônicos, em geral, apresentam altos pontos de fusão e ebulição, são sólidos, duros e quebradiços e solubilizam-se facilmente em solventes polares.

Formação do composto iônico

Arranjos entre compostos iônicos formam substâncias iônicas. Tudo começa quando os íons unem-se devido às forças de atração eletrostática. Se observarmos por um microscópico, perceberemos a formação de retículos cristalinos, que são aglomerados de íons de forma geométrica bem definida.

Os sais e outros grupos de minerais possuem íons que formam compostos iônicos e, conseqüentemente, substâncias iônicas. O cloreto de sódio (o sal de cozinha) é um exemplo de substância iônica, formada de inúmeros aglomerados iônicos. O arranjo entre os cátions sódio (Na⁺) e os ânions cloreto (Cl ^-), que se atraem fortemente por terem cargas contrárias, forma a substância cloreto de sódio.

Ligação Covalente

Praticamente todos os ametais da tabela periódica estabelecem entre si ligações onde há compartilhamento de elétrons, ou seja, o par ou pares eletrônicos compartilhados fazem parte, quase que simultaneamente, das eletrosferas dos participantes da ligação.
Alguns compostos como CO₂, HCl, SiO₂, AlCl₃, são exemplos de espécies de maior caráter covalente (frente ao caráter iônico – até porque esse não está totalmente excluído): assim, tomando o dióxido de carbono, os dois átomos de oxigênio (com 6 elétrons de valência) adquirem mais 2 elétrons do carbono (com 4 de valência) e completam o octeto. Da mesma forma, como o carbono compartilha 4 pares com cada átomo de oxigênio (portanto, 8 elétrons) também adquire condição de octeto completo.

Elétrons de Valência

Nas ligações covalentes, como também nas iônicas, os elétrons participantes localizam-se na camada mais externa, sendo chamados então de elétrons de valência.
De acordo com a regra do octeto, o número de elétrons de valência para um átomo estável (contando os compartilhados na ligação) deve ser igual a 8 ou 2 (quando o átomo assemelha-se ao gás nobre hélio) – embora hajam diversos casos em que essa regra não é válida.

A Força da Ligação Covalente

As ligações por compartilhamento de elétrons, inclusive as covalentes coordenadas, são sistematicamente mais fracas que as do tipo eletrostática (ligações iônicas) e metálica, logo, necessitam de menor quantidade de energia para serem rompidas. Entretanto, de acordo com o tipo de interação intermolecular, compostos covalentes frequentemente são visto sob estado sólido (iodo, diamante, sílica), alguns com ponto de fusão extremamente elevado.
Apesar desse tipo de interação intramolecular ocorrer apenas entre átomos neutros (sem atração de íons), deve ser observado que, em caso de clivagem da ligação, é bem provável que os envolvidos adquiram carga elétrica. A regra é bem simples: com a quebra de ligação covalente entre dois átomos, haverá provável transferência de elétrons para o que apresentar maior eletronegatividade. Caso isso não ocorra, para dois átomos diferentes, ter-se-á um radical (átomo com elétrons desemparelhados).

Ligações Simples, Dupla e Tripla

Verifica-se que ligações covalentes simples são originadas pelo encontro frontal de orbitais s e/ou p: constituindo o tipo sigma (σ). Ao passo que as ligações duplas e triplas possuem uma do tipo sigma e outra(s) do tipo Pi (π).
As do tipo Pi são decorrentes da interação de orbitais s e/ou p orientados perpendicularmente ao eixo z:

As ligações Pi são mais fracas que a sigma porque apresentam uma interpenetração menos intensa, assim, necessitam de menos energia para serem rompidas.
Outro fato a ser observado é que numa ligação tripla, a energia necessária para romper todas as constituintes não é 3 vezes maior que a necessária para romper uma ligação simples. Por exemplo, no etino (acetileno) os dois carbonos apresentam uma ligação tripla entre si de energia de dissociação média igual a 837 KJ/mol. Enquanto que uma ligação simples entre carbono não é 3 vezes mais fraca (a energia de dissociação média é igual a 348 KJ/mol – 2,4 vezes menor).
Isso pode ser explicado pela repulsão dos elétrons ligantes: é certo de que uma ligação tripla é mais forte que uma dupla que, por sua vez, é mais forte que uma ligação simples. Porém, quanto mais elétrons são envolvidos maior será a força de repulsão entre eles. Assim, diminuem a estabilidade das ligações e as tornam proporcionalmente menos intensas.

Como as Pessoas do Mundo ver a Química

Mais não é assim que podemos ver as coisa sem conhecer.

Carga nuclear efetiva

Muitas das propriedades de um átomo são determinadas pela quantidade de carga positiva "sentida" pelos elétrons exteriores deste átomo. Com exceção do hidrogênio, esta carga positiva é sempre menor que a carga nuclear total, pois a carga negativa dos elétrons nas camadas interiores neutraliza, ou "blinda", parcialmente a carga positiva do núcleo. Os elétrons interiores blindam os exteriores parcialmente do núcleo, assim, os exteriores "sentem" só uma fração da carga nuclear total.

Para conseguir uma compreensão melhor deste efeito, considere o elemento lítio, cuja configuração eletrônica é *1 s², *2 s¹. Os elétrons interiores (*1 s²), abaixo da camada de valência *(2 s¹), estão mais fortemente ligados ao núcleo e passam maior parte do tempo na região entre o núcleo e o elétron no nível exterior. Esta nuvem eletrônica interior tem carga -2 e envolve um núcleo cuja carga é +3. Quando o elétron exterior 2s "olha" para o centro do átomo, ele vê a carga +3 do núcleo reduzida a cerca de +1, por causa do efeito da carga intermediária -2 dos elétrons interiores. Em outras palavras, a carga -2 dos elétron interiores efetivamente neutraliza duas das cargas positivas dos núcleo, e assim a carga resultante "sentida" pelo elétron exterior, que recebe o nome de carga nuclear efetiva, é apenas cerca de +1.

A carga nuclear efetiva percebida pelos elétrons exteriores é determinada principalmente pela diferença entre as cargas do núcleo e a carga total dos elétrons interiores.

Em outras palavras: carga efetiva é a resultante da carga sentida pelo elétron.

Legenda

• a sm
• a⇒ camada de valência
• s⇒ subnível de energia
• m⇒ número de elétrons no subnível 
  
  
  
  
  
  

Teoria Do Octeto

A teoria do octeto ou regra do octeto fundamenta-se a partir da tendência de os átomos realizarem ligações de modo a preencherem completamente a camada mais externa possível com exatamente 8 elétrons: sendo essa a configuração eletrônica dos gases nobres, os elementos menos reativos da tabela periódica (justamente pela sua “estabilidade” perante os outros elementos).
Pela sua configuração eletrônica e energética, os gases nobres (pelo menos alguns, como o xenônio) só se ligam a outros átomos em condições especiais de temperatura e pressão. E, mesmo assim, os compostos formados não são, de fato, duradouros (são instáveis).
O hélio é o único elemento cujos átomos possuem 2, e não 8, elétrons na camada de valência.

Ionização

Apesar de a forma mais “natural” de um átomo completar o octeto ser através de uma ligação química, esse estado pode ser atingido com o fornecimento de energia para a adição, ou remoção, de elétrons. Portanto, as propriedades periódicas de cada elemento podem relacionar justamente a facilidade com que determinado átomo de determinado elemento consegue ganhar ou perder elétrons (afinidade eletrônica – energia liberada, ou absorvida, ao receber um elétron no estado fundamental e gasoso, e potencial de ionização – energia mínima necessária para que um elétron seja retirado de um átomo no estado fundamental e gasoso).
Assim, considerando que o flúor possui alto valor absoluto de afinidade eletrônica e um valor relativamente alto de potencial de ionização, pode-se afirmar que a espécie F^- é mais “estável” (estável no contexto energia/preenchimento eletrônico) que o átomo F. Ou seja, se conseguirmos adicionar um elétron à eletrosfera do átomo de flúor, faremos com que o mesmo torne-se similar a um gás nobre, o neônio, (sem necessitar que esteja ligado a outro átomo).
Da mesma forma, considerando que o sódio possui alto valor absoluto de afinidade eletrônica e baixo valor de potencial de ionização, se conseguirmos remover o elétron mais externo de sua eletrosfera, também faremos com que adquira condição semelhante aos gases nobres (nesse caso, também o neônio).

Restrições à Teoria

Apesar de a regra do octeto ser aplicável a maioria das estruturas químicas, alguns casos não a seguem. Um exemplo é o PCl₅ (o fósforo contém 10 elétrons na camada de valência), justificável pelo fato de que os átomos que possuem orbitais nd ou (n-1)d disponíveis, conseguem expandir a camada de valência e “acomodar” mais elétrons que o necessário para atingir a condição energética de um gás nobre.

Essa expansão não é válida para átomos de elementos dos grupos 1 e 2 da tabela, pois não existem orbitais 1d ou 2d e os orbitais 3d não estão disponíveis, pois apresentam energia muito alta.

íon

Um íon é um átomo que possui déficit ou excesso de elétrons. Para o primeiro caso, adquire carga positiva (cátion). Para o segundo, carga negativa (ânion) – uma vez que a carga do elétron é convencionada negativa. Ou seja, o ganho ou perda de elétrons de um átomo elimina-o da neutralidade e lhe confere carga elétrica.
Apesar de carregados eletricamente, os íons podem apresentar maior estabilidade do que os átomos neutros: o íon fluoreto (F^-), por exemplo, é derivado de um átomo de flúor que recebeu 1 elétron e adquiriu, assim, carga negativa. Mas, como a adição desse faz com que sua camada de valência possua 8 elétrons, de acordo com a regra do octeto, adquire estabilidade elétrica.
Ou seja, o fato desse íon possivelmente se ligar a um cátion não é visando estabilidade elétrica, pois a mesma já foi atingida, mas por atração eletrostática. Assim, numa possível separação, tanto o F^- quanto o cátion continuariam estabilizados.

Potencial de Ionização

O potencial de ionização, ou energia de ionização, de um átomo é a energia mínima necessária para que um elétron seja retirado da sua eletrosfera quando se encontra em estado gasoso e não excitado. Assim, quanto maior essa energia, menor a tendência desse átomo se tornar cátion.
Os halogênios são os elementos que apresentam os maiores potenciais de ionização. Ao contrário dos metais, em geral.

Afinidade Eletrônica

Ao contrário do potencial de ionização, a afinidade eletrônica mede a tendência de um átomo gasoso não excitado aceitar a adição de um elétron na sua eletrosfera. Portanto, determina a tendência de um átomo em se tornar ânion, onde quanto maior a afinidade eletrônica, mais energia é liberada pela entrada desse elétron.
Assim, os metais apresentam valores mais baixos, em módulo, de energia liberada do que os halogênios.

Escala De pH

No final do século XIX, o químico Arrhenius propôs, a partir de diversas discussões, a definição de ácido e base. Segundo o cientista, ácidos são substâncias que, em solução aquosa, são ionizadas, desprendendo íons H+; enquanto as bases ou hidróxidos são substâncias que em solução aquosa passam por uma dissociação iônica, lançando como único tipo de ânion o radical OH- (hidroxila ou oxidrila). O termo utilizado para representar tais funções inorgânicas é o pH, potencial hidrogeniônico.
Uma expressiva consequência da teoria ácido-base de Arrhenius é a possibilidade de estabelecer uma escala para aferir o teor de acidez ou basicidade de uma dada substância. Esse instrumento é comumente conhecido como escala de pH, uma escala numérica apresentando valores que variam de 0 a 14.
A escala de pH é formulada a partir de cálculos matemáticos que expressam a concentração do íon na solução. Para determinar o valor do pH é utilizada a seguinte equação matemática, em que [H+] representa a concentração de hidrogênio em mol/L:
pH = - log [H+]




Na escala de pH, as substâncias cujo pH é menor que 7 são classificadas como ácidas, aquelas que apresentam pH maior que 7 são classificadas como básicas, e aquelas que apresentam pH em torno de 7 são consideradas neutras. Veja na imagem a seguir alguns exemplos e substâncias ácidas, básicas e neutras:


O conhecimento do pH, permitido pela sua escala, é um importante aliado de vários segmentos, como é o caso da Agricultura. No Brasil, há um predomínio de solos ácidos, com pH entre 4,5 e 5,9, porém, o cultivo de cada espécime exige um pH adequado para seu desenvolvimento: o milho, por exemplo necessita de um pH de 5,5 a 7,5; já o arroz apresenta melhores resultados em solos de pH entre 5,0 e 6,5. Conhecendo o nível de acidez do solo e a necessidade das cultivares, se necessário, é possível fazer a correção do pH do mesmo com a adição de substâncias químicas.
É importante ressaltar que, normalmente, a escala de pH é utilizada somente para medir a acidez e alcalinidade de soluções ácidas e básicas que não sejam muito concentradas. Uma solução fortemente ácida apresenta pH menor do que zero, assim como soluções fortemente alcalinas apresentam, em geral, apresentam pH maior do 14, valores estes que não estão compreendidos na faixa de variação da escala de pH.

Nuvem Eletrônica

De um modo geral, os átomos dos metais apresentam somente 1, 2 ou 3 elétrons na camada de valência, e como essa camada se encontra afastada do núcleo atômico, atrai poucos elétrons. Como consequência disso, os elétrons têm a facilidade de escapar do átomo e transitar livremente pelo reticulado cristalino, que é uma estrutura geométrica formada pelo agrupamento de átomos metálicos. Nesse trânsito de elétrons, os átomos constantemente se transformam em cátions, ao perderem elétrons, ou voltam à forma de átomos nêutrons, ao ganharem elétrons. Assim, o metal seria um aglomerado de átomos imersos numa nuvem eletrônica.
A nuvem eletrônica forma uma espécie de eletrosfera única entre todos os átomos agrupados no retículo, de maneira que os elétrons possam se mover livremente e acabar estabilizando esses átomos. De acordo com tal teoria, então, a nuvem de elétrons livres (também chamada de mar de elétrons ou gás de elétrons) funciona com uma ligação metálica, estabelecendo a união entre os átomos de metais.
Esse modelo de nuvem eletrônica proposto explica algumas propriedades inerentes aos metais. São elas:

• Condutibilidade – quando um metal é aquecido ou recebe alguma carga eletrônica, ocorre um aumento da energia dos elétrons. Através da nuvem eletrônica, os elétrons livres passam essa energia uns para os outros rapidamente, o que torna os metais bons condutores de calor e corrente elétrica. Graças a essa importante propriedade, os metais são utilizados na fabricação de fios elétricos, principalmente.
• Elevados pontos de fusão e ebulição – a nuvem eletrônica forma uma ligação muito forte entre os átomos, conservando-os intensamente unidos. Logo, para essas ligações sejam restabelecidas e os metais passem do estado sólido para o líquido ou do líquido para o gasoso, é necessária uma grande quantidade de calor. Isso explica os altos pontos de fusão e ebulição dos metais. O tungstênio (W), por exemplo, deve ser submetido a uma temperatura de aproximadamente 3680 °C para se fundir, e devido a isso, é empregado na produção de materiais que precisam resistir a altas temperaturas, como os filamentos de lâmpadas.
• Maleabilidade e ductibilidade – as ligações metálicas apresentam a mesma intensidade para qualquer direção, por isso, a maioria dos metais podem sofrer alterações na sua forma sem que a estrutura cristalina seja destruída e mantendo a união entre os átomos. Em virtude dessa configuração, os metais sólidos podem ser reduzidos em fios, chapas e lâminas muito finas, que podem ser usadas na construção civil, na fabricação de veículos, eletrodomésticos, navios, trens, entre outas aplicações.
• Resistência à tração – a forte união entre os átomos metálicos os torna muito resistentes à tração, razão pela qual os metais são usados na fabricação de vergalhões, cabos de elevadores e de veículos suspensos.

Polaridade

Leite, anilina e detergente. Com apenas esses três itens você se aventura no universo das experiências e pode aprender mais sobre polaridade. Quer saber como? Com o experimento “As cores se movem”.
Para aqueles que acham a Química um bicho de sete cabeças, essa brincadeira divertida mostra que é possível, sim, aprender a disciplina brincando.
Com a polaridade é possível distinguir a diferença de cargas de uma molécula – se é positiva ou negativa -  e como elas podem interagir. O detergente utilizado na experiência, por exemplo, é polar e apolar. Portanto, seu lado apolar se mistura com o lado apolar do leite e seu lado polar se mistura com o lato polar da anilina.
A professora Jucinéia Rocha Santos, da E.E. Professor Leopoldo Santana, localizada na zona sul capital paulista, ensina como fazer a experiência. Assista ao vídeo e divirta-se com essa brincadeira. E não perca os próximos experimentos, aqui no Portal da Secretaria da Educação.
Dada uma ligação covalente (A─B) podemos ter dois casos:
a) A e B apresentam a mesma eletronegatividade. A ligação é chamada covalente apolar.
Exemplos:
F─F; O═O; Cl─Cl
b) A e B têm eletronegatividades diferentes. A ligação é covalente polar.
Exemplos:
H─F; H─O─; H─Cl
Consideremos as moléculas H2 e HF:
H – H e ^δ+H – F^δ-
Na molécula H2, o par de elétrons é compartilhado igualmente pelos dois átomos. Na molécula HF, o par é compartilhado desigualmente, aparecendo no lado do flúor uma pequena carga formal negativa, enquanto no lado do hidrogênio aparece uma carga formal positiva. A molécula de HF é um dipolo, definindo-se momento dipolar a grandeza μ= δ . d, sendo d a distância entre os dois centros de cargas formais.
Associa-se ao momento dipolar um vetor () com a orientação dada na figura abaixo. Para uma molécula com mais de uma ligação, define-se o momento dipolar total (soma vetorial do momento dipolar de cada ligação).
a) Se μ_total ≠ 0 → molecular polar.
Exemplo:

b) Se μ_total = 0 → molécula apolar.
Exemplo:

Letra Da Música De Estequiometria

Letra da musica
Estequiometria, fazer regra de três
Um mol de qualquer coisa é 6x10 na vinte e três (6x10²³ )
Partículas, moléculas (uh) Átomos, é 6x10 na vinte e três
A primeira linha, sai da equação
Acerte os coeficientes para não dar confusão
No cálculo do X
Um mol é igual a massa em gramas
É igual a 6x10na vinte e três
E 22,4 litros de gás nas CNTPs

Molaridade ou Concentração Molar

Concentração molar ou molaridade é a quantidade de soluto, em mol, dissolvidos num volume de solução em litros. O mol nada mais é que a quantidade de substâncias de um sistema que contém tantas unidades elementares quantas existem em átomos de carbono em 0, 012 kg de carbono-12. Esta unidade elementar deve ser especificada e pode ser um átomo, uma molécula, um íon, um elétron, um fóton etc., ou um grupo específico dessa unidade. Pela constante de Avogadro, esse número é igual a 6,02 x 10²³, aproximadamente. Muitas outras unidades de medida de concentração são utilizadas usualmente, como por exemplo, a percentagem de massa (ou erroneamente chamada de percentagem de peso), porém a mais usada e mais importante unidade de concentração é a molaridade.
Para calcular a concentração molar de uma substância é necessário ter em mãos uma tabela periódica, isto porque o cálculo envolve o número de massa de cada elemento que faz parte do soluto. A fórmula geral é:
M= Nº de mols do soluto / Nº de litros de solução
Assim, se 1 litro de solução foi preparado pela dissolução de 1 mol de cloreto de sódio, isto significa que esta é uma solução de cloreto de sódio de 1,0 mol\L.
1) Qual a molaridade de uma solução cujo volume é 0,250 L e contém 26,8 g de cloreto de cálcio, CaCl2?
Resolução:
Fórmula
Inicia-se o cálculo somando o número de massa (A) dos elementos do soluto, nesse caso, cálcio (Ca) e cloro (Cl):
Ca = 40,1
Cl = 35,5
40,1 + (2 x 35,5) = 111,1 (massa molar do CaCl2)
Para encontrar o número de mols de CaCl2 é preciso calcular:
1 mol de CaCl2 → 111,1 g de CaCl2
Nº de mols de CaCl2 → 26,8 g de CaCl2
Logo o número de mols de CaCl2 é 0,241 mol de CaCl2.
Aplicamos por fim, a fórmula (anteriormente citada) para encontrar a concentração molar da solução:
M = 0,241 mol / 0,250L = 0,964 mol/L
O valor da concentração molar é sempre expresso em mols por litro (mols/L), assim, se o volume da solução estiver em outra unidade como ml, cm³, dL, entre outros, é necessário converter em litro antes de realizar o cálculo por completo.
É importante ainda ter atenção e não confundir molaridadade com molalidade, visto que são termos parecidos graficamente. Molalidade é o número de mols de soluto existente em 1 kg do solvente, diferente da molaridade, já citada anteriormente. Devido a essa possível confusão, em muitas literaturas utiliza-se o termo concentração molar em vez de molaridade.

Massa Molar e Número de Mol

Antes de introduzir o conceito de Massa molar e número de mol, vejamos algumas definições que se fazem importante neste contexto:
Molar vem da palavra molécula, mas o que exatamente é uma molécula? É o conjunto de átomos que se ligam através de ligações químicas.

É possível calcular a massa de uma molécula, o cálculo corresponde à soma das massas atômicas de cada átomo que forma a respectiva molécula, o resultado é denominado de Massa molar (M) ou Massa Molecular (MM).

Por exemplo, qual seria a massa molecular do Gás Sulfídrico (H₂S)?
Primeiro é preciso saber qual é a massa atômica de cada átomo, que é dada pela Tabela Periódica dos elementos.

Massa atômica do hidrogênio (H) = 1 uma (unidade por massa atômica)
Massa atômica do enxofre (S) = 32,1 uma

A massa molecular será a soma das massas atômicas dos átomos.
Obs.: o hidrogênio da molécula de H₂S possui coeficiente 2, então é preciso multiplicar sua massa por 2.

Calculando:

Massa molecular do H₂S = 1 • 2 + 32,1 = 34,1 u
                                      (H)           (S)       (H₂S)

Já a massa molar, assim como o número de mols, se relaciona com a constante de Avogadro (6,02 x 10²³) através do seguinte conceito:

O número de entidades elementares contidas em 1 mol correspondem à constante de Avogadro, cujo valor é 6,02 x 10²³ mol-1.

Sendo assim, a massa molar é a massa de 6,02 x 10²³ entidades químicas, e é expressa em g/mol.

Exemplo:
H₂S

Massa Molecular = 34,1 u
Massa molar (M) = 34,1 g/mol

Isto quer dizer que em 34,1 g/mol de Gás Sulfídrico temos 6,02 x 10²³ moléculas, ou 1 mol de moléculas de Gás Sulfídrico.

Conclusão: a massa molecular e a massa molar possuem os mesmos valores, o que as difere é a unidade de medida, sendo que a massa molar se relaciona com número de mols que é dado pela constante de Avogadro.

John Dalton

Dalton= John Dalton (Eaglesfield, 6 de Setembro de 1766 - Manchester, 27 de Julho de 1844) foi um químico, meteorologista e físico inglês, famoso por fazer ressurgir a ideia do átomo, já preconizada pelos antigos gregos. Formulou sua hipótese atômica, um dos alicerce da moderna teoria atômica. Formulou também a Terceira Lei Ponderal das transformações químicas, a Lei das Proporções Múltiplas: "Os pesos de um elemento que se unem a uma mesma quantidade de outro, para formar compostos químicos distintos, variam segundo uma relação muito simples." Criador da Terceira Lei Ponderal das transformações químicas.

Avogadro

Avogadro= Lorenzo Romano Amedeo Carlo Avogadro, conde de Quaregna e Cerreto (Turim, 9 de Agosto de 1776 -Turim, 9 de Julho de 1856), foi um advogado e físico italiano, um dos primeiros cientistas a distinguir átomos e moléculas. Princípio: "Volumes iguais de gases, nas mesmas condições de pressão e temperatura, têm o mesmo número de moléculas". Número: "O número de moléculas realmente contidas no volume molecular de um gás e de 6,02252 x 10²³." Estabeleceu o princípio de Avogadro.

Joseph John Thomson

FÍSICO BRITÂNICO QUE DESCOBRIU O ELÉTRON:

studou engenharia na Owens College e se mudou para Trinity College em Cambridge. Em 1884 se tornou professor de Física de Cavendish. Em 1890 se casou com Rose Elisabeth Paget, filha de Sir George Edward Paget. Ele teve um filho, George Paget Thomson e uma filha, Joan Paget Thomson. Seu filho se tornou um notável físico, recebendo o Prêmio Nobel por descobrir propriedades ondulatórias nos elétrons.
Pela descoberta dos elétrons, J.J. Thomson recebeu oNobel de Física em 1906. Foi nomeado cavaleiro em1908. Em 1918 se tornou mestre da Trinity Collegeem Cambridge, onde permaneceu até sua morte. Ele morreu em 1940 e foi enterrado em Westminster Abbey, perto de Isaac Newton.
Thomson foi o vice-presidente da Associação Internacional de Ciências Esperanto (International Esperanto Science Association). Foi eleito membro da Royal Society em 12 de junho de 1884 e, depois,presidente de 1915 a 1920.
As experiências de Thomson podem ser consideradas o início do entendimento da estrutura atômica. Suas experiências com o tubo de raios catódicos nos permitiu concluir irrefutavelmente a existência dos elétrons.

Richard August

 CRIADOR DO ERLENMEYER:

 O Balão de Erlenmeyer (em alemão:Erlenmeyerkolben) é um frasco em balão, usado como recipiente no laboratório, inventado pelo químico alemão Emil Erlenmeyer.

Feito de material de vidro, plástico, policarbonatotransparente ou polipropileno transparente, é ideal para armazenar e misturar produtos e soluções, cultivo de organismos e tecidos e predominantemente usado em titulações.

Sua parede em forma de cone invertido evita que o líquido em seu interior espirre para fora.

Apresenta variações de tamanhos de bocas, tampas de vidro esmerilhado e plástico e inclusive estrias em suas paredes para melhor homogenização de soluções.

Robert Busen

Aperfeiçoou um queimador, conhecido atualmente como bico de Bunsen, inventado pelo físico-químico britânicoMichael Faraday, e trabalhou com emissões espectrais de elementos químicos aquecidos.

Bunsen foi o mais novo de quatro filhos. Após ter terminado os estudos escolares em Holzminden, foi estudar química naUniversidade de Göttingen. Obteve seu doutorado com 19 anos de idade e, então, entre 1830 e 1833 viajou através da EuropaOcidental. Durante este tempo, encontrou-se com Runge, o descobridor da anilina,Justus von Liebig em Giessen, eMitscherlich em Bonn.

Retornando a Alemanha, Bunsen passou a lecionar em Göttingen e iniciou seus estudos experimentais sobre a (in)solubilidade dos sais metálicos do ácido arsenioso. Hoje, sua descoberta do uso doóxido de ferro hidratado como um agente precipitante é, ainda, o melhor antídoto conhecido para combater o envenenamentopor arsênico.

Em1836, Bunsen sucede Wöhler emKassel. Após ensinar lá por dois anos, aceitou um cargo na Universidade de Marburg, onde estudou derivados da arsina. Embora o trabalho de Bunsen ser aclamado, quase morreu de envenenamento por arsênio. Custou-lhe também a perda da visão de um olho, quando uma explosão projetou um fragmento de vidro no seu olho. Em 1841, Bunsen criou o eletrodo decarbono que poderia substituir o caríssimo eletrodo de platina utilizado na bateria de Grove.

Químico Famoso

 Foi um químico russo, criador da primeira versão da tabela periódica dos elementos químicos, prevendo as propriedades de elementos que ainda não tinham sido descobertos.

Dmitri I. Mendeleev nasceu na cidade de Tobolsk na Sibéria. Era o filho caçula de uma família de 17 irmãos. Seu pai, Ivan Pavlovich Mendeleev era diretor da escola de seu povoado, perdeu a visão no mesmo ano de seu nascimento. Como consequência perdeu seu trabalho.

Já que seu pai recebia uma pensão insuficiente sua mãe, Maria Dmitrievna Mendeleeva, passou a dirigir uma fábrica de cristais fundada por seu avô, Pavel Maximovich Sokolov. Na escola, desde cedo destacou-se em Ciências (nem tanto em ortografia). Um cunhado, exilado por motivos políticos e um químico da fábrica inspiraram sua paixão pela ciência. Depois da morte de seu pai um incêndio destruiu a fábrica de cristais. Sua mãe decidiu não reconstruir a fábrica mas sim investir suas economias na educação do filho.

Nessa época todos os seus irmãos, exceto uma irmã, já viviam independentemente. Sua mãe então mudou-se com ambos para Moscovo a fim de que ele ingressasse na universidade de Moscovo o que não conseguiu. Talvez devido ao clima político vivido pela Rússia naquele momento a universidade só admitia moscovitas.

O comportamento explosivo de Mendeleev tornou-se sua ruína. Com pouquíssimo tempo de convivência, brigou com Kirchoff e desistiu das aulas, porém, continuou na Alemanha onde residia em um pequeno apartamento que transformou em laboratório. Neste laboratório improvisado, trabalhando sozinho, limitou-se a estudar a dissolução do álcool em água e fez importantes descobertas sobre estruturas atômicas, valência e propriedades dos gases.

Especto Eletromagnético

O espectro (ou espetro) eletromagnético é o intervalo completo de todas as possíveis frequências da radiação eletromagnética. O Espectro Eletromagnético se estende desde frequências abaixo das frequências de baixa frequência até a radiação gama.

O Espectro Eletromagnético é muito usado em ciências como a Física e a Química, através da espectroscopia é possível estudar e caracterizar materiais.

Desde a elaboração das leis de Maxwell, por James C. Maxwell, até os dias atuais têm ocorrido grandes evoluções no ramo de estudo das ondas eletromagnéticas. Hoje já se tem conhecimento de vários tipos de ondas eletromagnéticas, mas todas elas pertencem à mesma natureza, ou seja, são constituídas de campos elétricos e campos magnéticos. O espectro eletromagnético é o intervalo completo da radiação eletromagnética que contém as ondas de rádio, as microondas, o infravermelho, os raios X, a radiação gama, os raios violeta e a luz visível ao olho humano.

De forma geral, os vários tipos de ondas eletromagnéticas diferem quanto ao comprimento de onda, fato esse que modifica o valor da freqüência, e também da forma com que elas são produzidas e captadas, ou seja, de qual fonte elas originam e quais instrumentos são utilizados para que se possa captá-las. No entanto, todas elas possuem a mesma velocidade, ou seja, v = 3,0 x 10⁸m/s e podem ser originadas a partir da aceleração de cargas elétricas.

Ondas de Rádio

As ondas eletromagnéticas de baixas freqüências, até cerca de 10⁸ Hz, são denominadas de ondas de rádio. São denominadas dessa forma porque são utilizadas para fazer as transmissões das estações de rádio. Nas estações existem circuitos elétricos próprios que fazem com que os elétrons da antena emissora oscilem, emitindo as ondas de rádio que transportam mensagens.

Microondas

São ondas de freqüência bem mais elevadas que as freqüências das ondas de rádio. Essas ondas possuem freqüências compreendidas entre 10⁸ Hz e 10¹¹ Hz. Hoje essas ondas são utilizadas amplamente na fabricação dos aparelhos de microondas como também nas telecomunicações, transportando sinais de TV via satélite ou transmissões telefônicas.

Radiação Visível

As ondas eletromagnéticas que possuem freqüência compreendida entre 4,6 x 10¹⁴ Hz e 6,7 x 10¹⁴ são de extrema importância para nós, seres humanos, pois elas são capazes de sensibilizar nossa visão, essas são as chamadas radiações luminosas, ou seja, a luz. As radiações luminosas possuem um pequeno espaço no espectro eletromagnético. Sendo assim, os olhos humanos não conseguem ver o restante das radiações que compõe o espectro eletromagnético.

Radiação Ultravioleta

As freqüências dessa radiação são superiores às da região visível ao olho humano. Essas radiações são emitidas pelos átomos quando excitados como, por exemplo, em lâmpadas de vapor mercúrio (Hg), acompanhando a emissão de luz. Por não serem visíveis os raios ultravioletas podem causar sérios danos à visão humana. 

Ligação Química

As ligações químicas são uniões estabelecidas entre átomos para formarem moléculas ou no caso de ligações iônicas ou metálicas aglomerados atômicos organizados de forma a constituírem a estrutura básica de uma substância ou composto. Na Natureza existem aproximadamente uma centena de elementos químicos. Os átomos destes elementos químicos ao se unirem formam a grande diversidade de substâncias químicas.

Uma analogia seria comparar os elementos químicos ao alfabeto que, uma vez organizado seguindo uma dada regra ou ordem, leva as letras a formarem palavras imbuídas de significado distinto e bem mais amplo daquele disponível quando separadas. Os átomos, comparando, seriam as letras, e as moléculas ou aglomerados organizados seriam as palavras. Na escrita não podemos simplesmente ir juntando as letras para a formação de palavras: aasc em português não tem significado (salvo se corresponder a uma sigla); porém se organizarmos essas mesmas letras teremos a palavra casa, que certamente tem significado "físico".

Assim como na escrita, há regras fisico-químicas a serem obedecidas, e a união estabelecida entre átomos não ocorre de qualquer forma, devendo haver condições apropriadas para que a ligação entre os átomos ocorra, tais como: afinidade, contato, energia, etc.

As ligações químicas podem ocorrer através da doação e recepção de elétrons entre os átomos, que se transformam em íons que mantém-se unidos via a denominada ligação iônica. Como exemplo tem-se o cloreto de sódio (NaCl). Compostos iônicos conduzem electricidade no estado líquido ou dissolvidos, mas não quando sólidos. Eles normalmente têm um alto ponto de fusão e alto ponto de ebulição.

Outro tipo de ligações químicas ocorre através do compartilhamento de elétrons: a ligação covalente. Como exemplo tem-se a água (H₂O). Dá-se o nome de molécula apenas à estrutura em que todos os seus átomos conectam-se uns aos outros de forma exclusiva via ligação covalente.

Existe também a ligação metálica onde os elétrons das últimas camadas dos átomos do metal soltam-se dos respectivos íons formados e passam a se movimentar livremente entre todos os íons de forma a mantê-los unidos. Um átomo encontra-se assim ligado não apenas ao seu vizinho imediato, como na ligação covalente, mas sim a todos os demais átomos do objeto metálico via uma nuvem de elétrons de longo alcance que se distribui entorno dos mesmos.

Os átomos se ligam entre si para formar as moléculas. Os tipos de ligação são:

Regra do octeto: A partir da observação dos gases nobres que possuem 8 elétrons em sua última camada (com exceção do Hélio que possui 2 elétrons), formulou-se a regra de que os átomos se estabilizam eletronicamente quando atingem esse valor. Essa regra não abrange todos os casos de ligações atômicas, mas auxilia preliminarmente no estudo do assunto.

1. Ligação iônica ou eletrovalente
2. Ligação covalente ou molecular 
3. Ligação covalente dativa ou coordenada 
4. Ligação metálica

Ligação IônicaLigação entre íons, de natureza eletromagnética


Exemplo: NaCl → cloreto de sódio (sal de cozinha)

Obs.: Íons são átomos que possuem uma carga elétrica por adição ou perda de um ou mais elétrons.
Na ligação iônica o resultado final é eletricamente neutro.

Na fórmula dos compostos iônicos a quantidade de elétrons cedidos é igual à quantidade de elétrons recebidos.


Uma regra prática é que os coeficientes da fórmula final sejam o inverso dos índices de carga elétrica.

Normalmente os elementos que se ligam ironicamente são os das famílias IA, IIA e IIIA com os das famílias VA, VIA e VIIA da tabela periódica.

Ligação Covalente ou Molecular
Ligação em que pares de elétrons são compartilhados pelos núcleos. Sendo que um elétron de cada par é cedido por cada um dos núcleos.




Uma maneira de apresentar uma molécula de substância covalente é a fórmula estrutural plana, ou de Couper:
H - O - H
Cuja fórmula molecular é:


Cada traço representa um par de elétrons compartilhados.

Obs.: como não há nem perda nem ganho de elétrons a molécula formada é eletricamente neutra.
Normalmente os elementos que se ligam por covalência são os das famílias VA, VIA, VIIA e IVA tabela periódica e, eventualmente, o elemento Hidrogênio.

Ligação Covalente dativa ou CoordenadaEssa ligação é semelhante a molecular, com a diferença de que só um dos núcleos cede o par de elétrons compartilhados.
Obs.: dessa maneira os núcleos estão estabilizados eletronicamente.
Exemplo: O = S → O



Ligações Metálicas Como os metais possuem a tendência de formar cátions pela cessão de elétrons, esses cátions formam um retículo cristalino envolto em uma nuvem eletrônica.

Exemplo: Ferro (Fe), Alumínio (Al), Cobre (Cu).


Exercícios:



a. Em que grupo da Tabela Periódica estariam os elementos X e Y?

b. Consulte a Tabela Periódica e dê o símbolo de dois elementos que poderiam corresponder a X e a Y


(Unicamp) Considerando os elementos sódio (Na), magnésio (Mg), enxofre (S) e cloro (Cl), escreva as fórmulas dos compostos iónicos que podem ser formados entre eles.

(UEL) A melhor representação para a fórmula estrutural da molécula de dióxido de carbono é:






a. Represente a configuração eletrônica desse elemento.

b. A que família pertence?

(Dados os números atômicos: H=1 e Na=11)



Respostas:
1)
a. X grupo IA (metal alcalino) e Y grupo IIA (metal alcalino terroso).

b. podem ser vários pares entre eles X=Na e Y=Mg.

2)
 

3) c.

4)