Resumo global química 10 PDF

Preview

Summary

10 ano...

Description

Elementos químicos e a sua organização f Massa e Tamanho dos Átomos e O átomo é uma partícula, eletricamente neutra (número de protões é igual ao número de eletrões), constituído por um núcleo, carregado positivamente (protões e neutrões) e por uma nuvem eletrónica, carregada negativamente (eletrões).

Assim, a massa atómica relativa de um átomo constitui a relação entre a massa desse átomo e a unidade de massa atómica. Quando um elemento tem vários isótopos, é necessário calcular a massa atómica relativa média (Ar), por exemplo:

O núcleo é onde se concentra quase toda a massa do átomo. Os átomos formam iões quando ganham ou perdem eletrões, formando respetivamente aniões e catiões.

O valor da massa atómica relativa média de um elemento será mais próximo da massa do seu isótopo mais abundante.

Um átomo caracteriza-se por um número atómico (Z) igual ao número de protões, e um número de massa (A), igual ao número de nucleões (protões + neutrões).

Uma mole (mol) contém 6,022 x 1023 entidades elementares (constante de avogadro). O número de entidades (N) calcula-se da seguinte forma: N = NA x n

Isótopos são átomos do mesmo elemento químico com o mesmo número de protões (atómico), mas diferente número de neutrões (massa). A ordem de grandeza é a aproximação do valor real à potência de base 10 mais próxima, por exemplo: 11

11

1,5 x 10 m \ 10 m Se o valor real for superior a 5 soma-se mais um número no expoente, por exemplo:

A massa molar (M) corresponde à massa de uma mole, ou seja, à massa por unidade de quantidade de matéria.

f Energia dos Eletrões nos Átomos e A luz pode ser detetada como partículas de energia, os fotões, sendo a energia de cada fotão proporcional à frequência dessa luz.

8,7 x 10-11m \ 10-10m Submúltiplos do metro:

Para determinar a massa relativa dos átomos, usa-se a unidade de massa atómica, que corresponde a 1/12 da massa de um átomo de carbono-12.

O espetro eletromagnético é formado pelo conjunto das radiações eletromagnéticas ordenadas por energia (ou frequência).

Os espetros resultam da decomposição da luz e podem ser de emissão, se resultam da decomposição da luz emitida por um corpo, ou de absorção, se resultam da absorção da luz em determinadas zonas (riscas negras).

Quando o eletrão absorve energia, passa para um nível de energia superior. Diz-se que há uma excitação do átomo.

Espetro de emissão contínuo: conjunto ininterrupto de cores na zona do visível (lâmpadas incandescentes ou de halogéneo). Espeto de emissão descontínuo (riscas): conjunto de riscas coloridas bem definidas sobre um fundo negro. (lâmpadas fluorescentes, néon e fogos de artifício). Espetro de absorção descontínuo (riscas): conjunto de riscas negras bem definidas sobre um fundo colorido. (sol e estrelas).

Quando o eletrão passa para um nível de energia inferior (mais próximo do núcleo) emite energia. Diz-se que há uma desexcitação do átomo.

Cada elemento tem um espetro de emissão e absorção próprios que permite identificá-lo. Para um átomo do mesmo elemento químico, as riscas coloridas no espetro de emissão coincidem (têm a mesma frequência) com as riscas negras no respetivo espetro de absorção.

Bohr, no seu modelo atómico estabeleceu duas ideias fundamentais: @ Existência de níveis de energia bem definidos (n = 1, 2, 3.. ) @ A ocorrência de transições de eletrões entre níveis, por absorção ou emissão de certas quantidades de energia bem definidas. Segundo o modelo atómico de Bohr, os eletrões movem-se em torno do núcleo em orbitas circulares bem definidas e quanto mais afastadas do núcleo estiverem as órbitas maior é a energia do eletrão. A energia do eletrão no átomo está quantizada, ou seja, apenas são permitidos certos valores de energia. A energia de um nível (n) é sempre negativa, sendo tão mais negativa quanto mais próximo do núcleo (menor o n). A energia é nula para n = ∞. O nível de energia mais baixo (n = 1) é o estado mais estável do átomo \ estado fundamental. Os outros níveis (n = 2, 3, 4,.. ) \ estados excitados.

Séries espectrais: @ Série de Lyman: transições para n = 1, com emissão de luz UV \ maior energia. @ Série de Balmer: transições para n = 2, com emissão de luz visível e UV. @ Série de Paschen: transições para n = 3, com emissão de luz infravermelha \ menor energia. A variação de energia associada à transição eletr´nica entre níveis é dada por:

Se ∆E > 0, significa que o átomo absorveu energia, ou seja, sofreu excitação. Se ∆E < 0, significa que o átomo emitiu energia, ou seja, sofreu desexcitação. Se a energia absorvida por um átomo for suficiente para o átomo transitar para o nível n = ∞, ocorre a ionização do átomo e o eletrão adquire energia cinética. Para o eletrão transitar entre níveis, a energia fornecida terá de corresponder exatamente à variação de energia envolvida numa transição. O modelo atómico de Bohr, apresenta limitações para átomos com mais de um eletrão, que para além da atração entre núcleo e eletrão, existe a repulsão entre os eletrões. Os eletrões não se movem em orbitas bem definidas, modelo da nuvem eletrónica.

A nuvem eletrónica é a representação da densidade da distribuição de eletrões à volta do núcleo.

A distribuição dos eletrões para obter a configuração eletrónica terá de obedecer:

Espetroscopia fotoeletrónica (PES) é uma técnica que consiste na determinação da energia necessária para remover um qualquer eletrão (energia de remoção).

@ Princípio da construção: os vários eletrões vão ocupando os diferentes subníveis, por ordem crescente de energia.

Cada um dos valores refere-se ao átomo neutro. Através da técnica PES, obtém-se um gráfico do número relativo de eletrões em função da energia de remoção.

@ Princípio da exclusão de pauli: cada orbital contém, no máximo, dois eletrões, com spins opostos. @ Regra de Hund: no preenchimento das orbitais com igual energia (degeneradas) distribui-se primeiro um eletrão por cada orbital e depois completa-se, como exemplifica o diagrama de caixa:

Da análise gráfica verifica-se que: @ Valores de energia de remoção de ordens de grandeza muito diferentes, correspondem a níveis de energia diferentes, se forem de grandezas próximas significa que o nível de energia está desdobrado em subníveis. @ A altura dos picos é proporcional ao número de eletrões existentes. Átomos de elementos diferentes têm eletrões com valores diferentes de energia.

A configuração eletrónica mais estável é aquela que corresponde ao estado de menor energia (fundamental). Exemplo de escrita da configuração eletrónica: 16S

\ 1s2 2S2 2P6 3S2 3P4

16S

A um maior valor de n corresponde um maior valor de energia e uma maior distância eletrão-núcleo.

\ 1s2 2S2 2Px2 2Py2 2Pz2 3S2 3Px2 3Py1 3Pz1

16S

\ [10Ne] 3S2 3Px2 3Py1 3Pz1

O subnível de energia (s, p, d.. ) está associado à forma da orbital. O tipo s tem forma esféria, p forma lobular e d forma diversificada.

Nas três configurações, os eletrões de valência são sempre visíveis e correspondem aos eletrões do último nível de energia, designado por nível de valência.

Orbitais degeneradas são orbitais que pertencem a um mesmo subnível logo têm a mesma energia.

Ao conjunto do núcleo e de todos os eletrões interiores, dá-se o nome de cerne do átomo.

Spin \ sentido do movimento de rotação do eletrão. Cada orbital pode comportar no máximo dois eletrões de spins opostos.

f Tabela Periódica e

Orbital é a zona do espaço em torno do núcleo do átomo com maior probabilidade de encontrar o eletrão.

A forma como os eletrões se distribuem nas várias orbitais atómicas \ Configuração eletrónica.

Disposição sistemática dos elementos químicos, na forma de uma tabela, em função das propriedades dos elementos químicos. Surgiu devido à crescente descoberta de elementos e da consequente necessidade de organização dos mesmos.

Contributos para a evolução da TP: @ Dobereiner: organizou os elementos por tríades. @ Chancourtois: parafuso telúrico, colocando os elementos por ordem crescente das suas massas atómicas. @ Newlands: organizou os elementos por oitavas. A cada oito elementos, as propriedades eram semelhantes. @ Meyer @ Mandeleev: colocou os elementos por ordem crescente das suas massas atómicas, organizando em 8 colunas e 12 linhas. @ Moseley: periocidade dos elementos em função do número atómico. @ Seabor: elementos transurânicos. A tabela periódica está organizada em 18 grupos, 7 períodos e 4 blocos, de acordo com a configuração eletrónica dos 118 elementos. Os elementos dos grupos mais à esquerda são metais, mais à direita são não metais. Elementos do mesmo grupo têm o mesmo número de eletrões de valência.

Os elementos do bloco f são designados por elementos de transição interna. Propriedades periódicas da tabela periódica: @ Raio atómico: a Aumenta ao longo do grupo: maior número de níveis de energia, leva a uma menor atração núcleo – eletrões e assim à expansão da nuvem eletrónica o que faz um aumento do raio. a Diminui ao longo do período: igual número de níveis de energia e maior carga nuclear, o que origina uma maior atração núcleo – eletrões e assim uma contração da nuvem eletrónica o que faz uma diminuição do raio. @ Energia de ionização (energia necessária para remover um eletrão de um átomo no estado fundamental): a Diminui ao longo do grupo: maior número de níveis de energia, menor atração núcleo – eletrões o que torna mais fácil de remover o eletrão e assim menor a energia de ionização. a Aumenta ao longo do período: maior carga nuclear, leva a uma maior atração núcleo – eletrões, sendo mais difícil remover o eletrão e assim maior é a energia de ionização. OS átomos transformam-se em iões para adquirirem uma configuração eletrónica mais estável. Metais tendem a perder eletrões e a transformarem-se em iões positivos ou catiões.

Os elementos do mesmo período têm o mesmo número de níveis de energia (n). Os elementos do mesmo bloco têm a última orbital de valência, preenchida ou em preenchimento do mesmo tipo. @ @ @ @

Bloco s nas orbitais tipo s. Bloco p nas orbitais s e p. Bloco d nas orbitais s e d. Bloco f nas orbitais s e f.

Os elementos dos blocos s e p são designados por elementos representativos, os do bloco d são designados por elementos de transição.

Não metais tendem a ganhar eletrões convertendo-se em iões negativou ou aniões. Metais alcalinos (grupo 1) são muito reativos, pois facilmente perdem o eletrão mais energético, formando iões monopositivos. Halogénios (grupo 17) são muito reativos, pois facilmente captam o único eletrão necessário para completar as suas orbitais. Gases nobres (grupo 18) são muito pouco reativos, pois não têm tendência para ceder ou captar eletrões. Propriedades das substâncias elementares (estado físico) dependem do modo comos os átomos dos elementos se ligam entre si.

Propriedades e Transformações da Matéria e Ligação Química f Resulta da interação entre átomos: @ Forças de atração entre núcleos e eletrões. @ Forção de repulsão entre eletrões. @ Forças de repulsão entre núcleos. Conduzem a uma menor energia do conjunto de átomos ou moléculas ligadas do que quando separados. Uma ligação química estabelece-se quando a energia do sistema constituído pelos átomos ligados é menor do que a do sistema constituído pelos átomos separados. Ligação covalente: caracteriza-se pela partilha localizada de eletrões de valência entre os átomos que constituem a molécula. Ligação iónica: forças de natureza eletrostática entre iões de sinal contrário. Estes iões resultam da transferência de eletrões entre átomos. Ligação metálica: caracteriza-se pela partilha de eletrões de valência por parte de todos os átomos que constituem a estrutura metálica. Consequência das forças atrativas entre os eletrões deslocalizados e os iões metálicos (positivos). As ligações covalentes, iónicas e metálicas determinam as propriedades químicas das substâncias. De acordo com a regra do octeto, os átomos partilham, cedem ou recebem eletrões de modo a adquirirem a configuração eletrónica semelhante à do gás nobre mais próximo na TP. Na notação de Lewis, o símbolo químico representa o cerne do átomo, os pontos ou cruzes os eletrões de valência. A ligação designa-se por ligação covalente simples, dupla ou tripla consoante partilham 1, 2 ou 3 pares de eletrões de valência.

A energia que se liberta quando se forma uma mole de ligações numa molécula, no estado gasoso, denomina-se energia de ligação. Este valor também corresponde à energia que é necessário fornecer para quebrar uma mole de ligações \ energia de dissociação. Comprimento de ligação: distância média de equilíbrio entre os núcleos de dois átomos ligados (covalente).

Quanto maior o número de eletrões partilhados, mais forte a ligação, maior a energia de ligação, menor o comprimento de ligação e mais estável será a molécula. Para ligações com o mesmo número de eletrões partilhados, quanto maior for o tamanho dos átomos envolvidos, maior o comprimento de ligação, menor a energia de ligação e menos estável será a molécula. A polaridade de uma ligação deve-se à assimetria da distribuição da carga elétrica entre os átomos ligados. @ Moléculas homonucleares: não há assimetria na nuvem eletrónica. @ Moléculas heteronucleares, as ligações covalentes são sempre polares e, no caso de moléculas heteronucleares diatómicas são sempre polares. O modelo da repulsão dos pares de eletrões de valência permite deduzir a geometria molecular (repulsão não ligando/não ligado > repulsão não ligado/ligado > repulsão ligado/ligado). @ @ @ @

CH4 \ geometria tetraédrica (109,5º) CO2 \ geometria linear (180º) NH3 \ geometria piramidal trigonal (107,5º) H2O \ geometria angular (104,5º)

Com base na geometria molecular, é possível prever a polaridade das moléculas. As que apresentam simetria são apolares e as que apresentam assimetria polares. Hidrocarbonetos: compostos orgânicos formados exclusivamente por átomos de carbono e hidrogénio. Os hidrocarbonetos saturados (ligações simples entre carbonos) designam-se por alcanos. Nos hidrocarbonetos insaturados, os átomos de carbono ligam-se através de ligações covalentes duplas ou triplas, designando-se, respetivamente, por alcenos e alcinos. Chamam-se alcanos halogenados ou haloalcanos aos alcanos que, para além dos átomos de carbono e hidrogénio, contêm átomos de elementos do grupo 17 da TP. Para nomear corretamente estes compostos, é necessário seguir a nomenclatura da IUPAC. Para os alcanos, cujo nome termina com o sufixo -ano, será:

1º escolher a cadeia principal, que é aquela que contem o maior número de átomos de carbono. 2º numerar a cadeia principal, de modo a obter o número mais baixo para os substituintes. 3º nomear o composto, indicando, por ordem alfabética, os substituintes, precedidos do número do átomo de carbono onde estes se encontram. Dentro dos compostos orgânicos existem famílias de compostos que contêm grupos funcionais ou característicos que lhes conferem propriedades físicoquímicas específicas. Um grupo funcional é um átomo ou conjunto de átomos que conferem a uma molécula determinadas propriedades químicas. São exemplos de famílias de compostos orgânicos:

@ dipolo permanente-dipolo induzido: atração entre o dipolo permanente de uma molécula polar e o dípolo induzido de uma molécula apolar. @ dipolo instantâneo-dipolo induzido ou forças de London: entre moléculas apolares, resultando na formação de dipolos instantâneos que induzem nas moléculas vizinhas novos dipolos (induzidos). Estas forças são tão mais intensas quanto maior for o número atómico dos elementos envolvidos e quanto maior e menor ramificada for a molécula. A miscibilidade é a capacidade que doi líquidos têm para se misturarem originando uma só fase. A miscibilidade ou imiscibilidade entre líquidos depende de vários fatores, sendo um deles o tipo de forças intermoleculares que se estabelecem entre as unidades estruturais. Regra geral “semelhante dissolve semelhante” e Gases e Dispersões f As forças intermoleculares no estado gasoso são pouco significativas, sendo possível admitir que os gases ocupam todo o espaço disponível. Lei de Avogadro \ Volumes iguais de gases diferentes, nas mesmas condições de temperatura e pressão, contêm o mesmo número de moléculas.

Chamam-se ligações intermoleculares às ligações de natureza eletrostática que se estabelecem entre átomos ou moléculas com partilha pouco significativa de eletrões e que determinam as propriedades físicas das substâncias (ex: ponto de fusão). Dividem-se em ligações de van der waals e ligações por pontes de hidrogénio. As ligações por pontes de hidrogénio são as mais fortes, estabelecem-se entre moléculas que contêm um hidrogénio ligado a um átomo de um elemento com muita tendência para atrair para si eletrões (muito eletronegativo) e que possui eletrões não ligantes (F, O e N). As ligações de van der Waals podem ser de três tipos: @ dipolo permanente-dipolo permanente: atração entre cargas opostas dos dipolos permanentes de moléculas polares.

Chama-se volume molar (Vm), ao volume ocupado por uma mole de qualquer gás nas mesmas condições de pressão e temperatura. Nas condições PTN (P = 1atm e T = 0ºC) o Vm = 22,4dm3/mol. V = n x Vm Para gases a massa volúmica pode ser calculada através da expressão:

A atmosfera terrestre é uma mistura de gases que envolve a terra. A camada mais próxima, a troposfera, contém a maior parte dos gases (N2 – dinitrogénio 78%, O2 dioxigénio 21% e outros componentes vestigiais). A concentração dos componentes vestigiais tem vindo a sofrer alterações devido a emissões para a atmosfera. Chama-se poluente a gases que causam prejuízos à qualidade de vida dos seres vivos.

Entre os poluentes gasosos na troposfera, destacam-se: @ CO2, CO (monóxido de carbono), NO e NO2 (óxidos de nitrogénio) e SO2 e SO3 (óxidos de enxofre) \ chaminés de fábricas. @ COV (compostos orgânicos voláteis), hidrocarbonetos (HC) e clorofluorocarbonetos (CFC) \ tintas e vernizes.

Diluir uma solução consiste em adicionar solvente à solução, sem alterar a quantidade química do soluto. Chama-se fator de diluição (fd) ao número de vezes que a concentração da solução diluída é inferior à concentração da solução concentrada.

@ Matéria particulada \ amianto e chumbo. Uma dispersão é uma mistura de duas ou mais substâncias em que as partículas de uma fase (fase dispersa) estão disseminadas noutra fase (fase dispersante). As dispersões podem ser soluções, coloides ou suspensões.

Concentrar uma solução consiste em remover solvente à solução (por exemplo por vaporização de solvente). e Transformações Químicas f As moléculas, para além de energia cinética, possuem energia potencial, a soma destas duas constitui a energia interna. Quanto maior o número de moléculas, maior a energia interna. Quanto maior a temperatura, maior a energia cinética e, consequentemente, maior a energia interna.

As suspensões são sistemas heterogéneos podendo-se distinguir as partículas a olho nu.

Variações de energia são uma característica fundamental das reações químicas. Todas as reações químicas envolvem, a rutura (nos reagentes) e formação (nos produtos da reação) de ligações químicas.

Existem diferentes formas de exprimir a composição quantitativa de uma solução, tais como:

A formação de ligações químicas envolve libertação de energia \ exotérmico.

Soluções são sistemas homogéneos, pois são constituídos por uma única fase.

@ Concentração mássica (Cm): g/dm3

@ Concentração molar: mol/dm3

@ Percentagem em massa (%m/m):

A rutura de ligações químicas envolve absorção de energia \ endotérmico. Chama-se variação de entalpia de uma reação, à energia posta em jogo no decurso de uma reação química. Result...