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Química Aplicada

Ortoprotesia

1º Ano, 2ºSemestre

2006/2007

Docente: Custódia Fonseca

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Programa das aulas teóricas

1. Estrutura Atómica

2. Ligação química

3. Propriedades físicas das soluções

4. Reacções químicas e cálculos estequiométricos

5. Termodinâmica

6. Equilíbrio químico

7. Equilíbrio ácido-base

8. Equilíbrio de solubilidade

9. Electroquímica

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Bibliografia

“Química”, R. Chang, 5ª Edição, Mc Graw Hill, Lisboa,

1994.

“Chemistry- the Study of Matter and its Changes”, J. E.

Brady and J. R. Holum, John Wiley & Sons, Inc, New

York, 1993.

“Chemistry – the central science”, T. L. Brown, H. E. LeMay

Jr. and B. E. Bursten, 6th Edition, Prentice-Hall, Inc., 1994.

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Avaliação

Serão realizados dois testes de avaliação durante o

semestre (frequências). A classificação final será a

média das classificações dos dois testes ou a

classificação do exame final.

Frequências: 23-27 de Abril

4-8 de Junho

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Objectivos da cadeira de QG I

• Dotar os alunos dos conhecimentos básicos em

Química

• Fornecer conhecimento da estrutura atómica e

molecular que abre caminho à discussão das

propriedades, das relações químicas e da

reactividade.

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Tópicos a ser estudados (I)Introdução (revisão)

Estrutura da matéria: átomos, moléculas e iões

Elementos, Compostos, Misturas

Teoria atómica de Dalton

A moderna estrutura atómica

A tabela periódica

Metais, não metais e metalóides

Reacção dos elementos: formação de compostos

moleculares e iónicos

Propriedades de compostos iónicos e moleculares

Nomenclatura química inorgânica

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Tópicos a ser estudados (II)

Estrutura atómica

Radiação electromagnética e espectros atómicos

Modelo de Bohr e átomo de hidrogénio

Propriedades ondulatórias da matéria e mecânica quântica

Estrutura electrónica dos átomos

Configuração electrónica e a tabela periódica

Forma das orbitais atómicas

Variação das propriedades atómicas com a estrutura electrónica.

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Química: é a ciência que se ocupa do estudo da matéria, ou seja, qual é a sua

composição, as suas propriedades e como se relacionam com as

transformações (reacções químicas) por ela sofrida.

Matéria: é tudo o que ocupa espaço e possui massa. Pode ser de origem natural

ou manufacturada. A matéria tanto é aquilo que nós podemos tocar e sentir

(ex: água, terra, árvores) como aquilo que não se presta a tal (ex: ar).

ASSIM TUDO O QUE VEMOS OU USAMOS TEM SEMPRE ALGO DE

“QUÍMICO”.

O que é a Química?

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Classificação da matéria

M is tu rasH om og é n eas

M is tu rasH ete rog é n eas

M is tu ras

C om p os tos E lem en tos

S u b s tâ n c ias P u ras

M até ria

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Elemento: é uma substância que não pode ser decomposta em materiais mais simples através de

reacções químicas. Representam-se por símbolos compostos por uma ou duas letras. Ex: Na, Cl, Br,

H, Mg, etc. Podem combinar-se formando os compostos.

Substância: é uma forma de matéria com composição definida e propriedades próprias. Podem ser

identificadas por: aspecto, cheiro, paladar, etc.

Composto: é uma substância formada a partir de dois ou mais elementos na qual estes são sempre

combinados proporcionalmente de forma fixa (i.e. constante) em termos de massa. Os compostos só

são separados nos componentes puros por processos químicos. Ex: H2O, CCl4, etc.

Mistura: é uma combinação de duas ou mais substâncias em que estas mantêm a sua identidade própria.

Têm composição variável. Podem ser desfeitas por meios puramente físicos, mantendo os seus

constituintes a identidade inicial.

Ex: Ar, refrigerantes, leite, cimento.

Espécies de matéria

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As misturas podem ser:

1- Homogéneas: têm as mesmas propriedades em toda a amostra.

Também se chamam soluções (Cap 3).

2- Heterogéneas: consiste em duas ou mais regiões chamadas fases, as

quais diferem nas propriedades.

Ex: gasolina/água; gelo/água líquida (têm a mesma composição química,

mas estão em diferentes estados físicos).

Classificação das misturas

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Propriedades da Matéria

• Propriedades físicas: pode ser medida ou observada sem

que a composição ou integridade da substância respectiva

seja afectada. Ex: ponto de fusão; ponto de ebulição,

densidade, etc. Ex: Gelo Água

• Propriedades químicas: ex: combustão do hidrogénio

gasoso em atmosfera de oxigénio

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Símbolo químico: é a forma abreviada de representar o

elemento. Ex:. Na, K, F, etc.

Fórmulas químicas: é uma forma abreviada de representar o

elemento ou do composto. Indica a composição da

substância química. Ex:. H2O, F2, CO2, etc. Temos 3 tipos de

fórmulas: a fórmula molecular, a fórmula empírica e a

fórmula estrutural.

Representação química da matéria

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Fórmulas químicas

• Fórmulas Moleculares: indica o número exacto de átomos de cada um dos elementos presentes na

molécula.

– Moléculas diatómicas (H2, N2, O2, etc.)

– Moléculas poliatómicas

– Diferentes formas do mesmo elemento dá-se o nome de formas alotrópicas ou alótropos (ex: O2, O3)

• Fórmulas Empíricas: indica os elementos presentes e qual a proporção entre eles, na forma do menor

número possível de átomos.

– Ex: H2O2HO

• N2H4 NH2

• Fórmulas estruturais: indica os elementos presentes, os tipos de ligações existentes entre eles e qual

a sua distribuição no espaço.

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Átomos, moléculas e reacções químicas

• Átomo: é a partícula mais pequena constituinte da matéria

• Moléculas: resultam da junção de átomos, formando partículas estáveis.

• Equações químicas: descreve o que acontece quando ocorre uma reacção química.

• Ex:.

– Lei da conservação de massa: numa reacção química não há ganho nem perda de massa. A massa conserva-

se.

– Coeficientes: são os números em frente às formulas químicas. Servem para acertar a equação. Isto acontece

quando o número de átomos de cada elemento é o mesmo em ambos os lados da seta.

– Indicar o estado físico dos reagentes e produtos

)(10)(8)(13)(4 222104 lOHgCOgOgHC

ZnSSZn

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Demócrito (séc. V a.c.) toda a matéria é composta por partículas muito pequenas e indivisíveis a que chamou átomos (indivisível)

John Dalton (1808) estabelece a teoria atómica que marca o inicio da era moderna da Química.

1. Elementos são constituídos por átomos;

2. Átomos de um dado elemento são idênticos, tendo o mesmo tamanho, massa e

propriedades químicas;

3. Átomos de diferentes elementos diferem entre si em pelo menos uma propriedade;

4. Compostos são constituídos por átomos de mais de um elemento;

5. A razão entre o número de átomos de dois elementos no mesmo composto, é um número

inteiro, ou então uma fracção simples;

6. Reacções químicas consistem na separação, combinação ou rearranjo de átomos mas nunca

na criação ou destruição destes.

1850séc. XX: estudos demonstraram a existência de uma estrutura interna do átomo, ou seja ele é

constituído por partículas subatómicas, que são de 3 tipos: electrões, protões e neutrões.

Do que é feita a matéria?

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1- protões: têm carga positiva e formam o núcleo

2- neutrões: não têm carga e formam o núcleo

3- electrões: têm carga negativa e localizam-se em torno do núcleo.

Número atómico, Z = número de protões

Número de massa, A = número de protões + número de neutrões

Isótopos: são átomos do mesmo elemento que diferem no número de neutrões.

Portanto têm o mesmo número atómico e diferem no número de massa.

XAZ

Qual a estrutura do átomo?

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Massa dos átomos

Massa atómica: é impossível pesar só um átomo, mas podemos determinar experimentalmente a relação

entre as massas de 2 átomos, i.e. massa relativa. Por convenção utiliza-se como massa padrão a massa

de um isótopo carbono-12 (tem 6 protões + 6 neutrões) tem exactamente 12 unidades de massa

atómica (u.m.a.)

Massa atómica média: resulta de na natureza os elementos possuirem vários isótopos com diferentes

percentagens daí a massa indicada ser a massa média da mistura de isótopos.

Massa molar dos elementos e número de Avogadro: no laboratório ou noutras situações concretas

lidamos com amostras compostas com um grande número de átomos. Os químicos têm por isso uma

unidade especial para exprimir esses grandes números que é a mole. Mole é a unidade de quantidade

de matéria que contém tantas unidades elementares – átomos, moléculas ou outras partículas- quantos

os atómos de carbono existentes em exactamente 12 g de carbono-12.

1 mole = 12 g de carbono-12 = 6,023 x 1023 partículas

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Estrutura atómica e electrónica (I)

• J.J. Thomson (1900): o átomo era uma esfera de matéria positiva

uniformemente distribuída, na qual se encontravam dispersos o

electrões.

• Ernest Rutherford (1910): defende que a maior parte do átomo era

espaço vazio, a carga positiva estaria centrada na zona central do

átomo, o núcleo. As partículas de carga positiva que o constituem são

os protões.

• James Chadwick (1932): demonstra a existência de partículas neutras

no núcleo, os neutrões.

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Estrutura electrónica: entende-se o arranjo dos electrões nos átomos, ou seja o número de electrões, onde

podem ser encontrados e que energia possuem.

O conhecimento da estrutura electrónica dos átomos provém da análise da luz emitida ou absorvida por a

substância. Para compreender a base para o nosso modelo de estrutura electrónica temos que saber

um pouco mais ácerca da luz.

A luz que é vista aos nossos olhos chama-se, luz visível e é um tipo de radiação electromagnética. Esta

também pode ser conhecida por por energia radiante pois carrega energia através do espaço.

Estrutura atómica e electrónica (II)

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- têm uma velocidade 3,00x108 m/s;

- têm características de onda e como tal podem ser caracterizadas por parâmetros:

-Periodo (T): é o intervalo de tempo entre 2 picos sucessivos; exprime-se em segundos

-Frequência (): é o número de comprimentos de onda, ou ciclo, que passa num dado ponto por

segundo. Expressa-seem hertz (Hz).

-Comprimento de onda (): é a distância entre dois picos sucessivos; exprime-se em metros (m)

ou angstrons ( ).

-Velocidade de propagação: é o espaço percorrido pela onda em cada unidade de tempo. Exprime-

se em ms-1. v = /T.

-Número de ondas: é o número de comprimentos de onda por unidade de comprimentos.

Representa-se por . Exprime-se em cm-1.

0

A

ν

Radiações electromagnéticas

A luz tem características de onda e de partículas em simultâneo.

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Como se distribuem os electrões no espaço

• Max Planck (1900): ao estudar a radiação emitida por sólidos

aquecidos a várias temperaturas descobriu que átomos e moléculas

emitiam ou absorvem energia em quantidades fixas, a que chamou

quantum.

• 1905, Albert Einstein (1879-1955): quantifica e energia

E = h

h = é a constante de Planck = 6,63 x 10-34 Js; é a frequência (Hz)

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Estas teorias de Planck e de Einstein servem de base ao físico dinamarquês Niels Bohr (1913) para elaborar

um modelo do átomo. Utiliza o H como exemplo e assume que os electrões circulam em orbitas à volta do

núcleo adoptando a ideia de Planck que têm energia quantificada. Portando os electrões circulam à volta do

núcleo, que é carregado positivamente, em orbitas com um determinado raio a que lhe correspondem

determinadas energias .

A energia do átomo de hidrogénio é dada pela expressão:

RH – constante de Rydberg = 2,18x10-18

n – Número quântico principal

2

1

nRE Hn

O Átomo de Bohr

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Experiência de Bohr

No espectro atómico do H existem 5 séries de riscas que tomam o nome dos investigadores

que as estudaram:

As teorias de Planck e de Einstein servem de base a Niels Bohr (1913) para explicar

o espectro de linhas do H

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Louis de Broglie (1892-1987) propôs que o electrão do H no seu movimento

circular em volta do núcleo está associado um determinado comprimento de onda:

mv

h

A dupla natureza do electrão

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Principio de incerteza de Heisenberg (1901-1976)

• A natureza dupla (ondulatória e corpuscular) da matéria é uma limitação fundamental para determinar a posição e o momento linear de cada partícula.

• Estipula que é impossível conhecer simultâneamente e com exactidão o momento linear (definido como massa multiplicada pela velocidade) e a posição de uma partícula (x).

x p h/4

• Se medirmos o momento linear de uma partícula (p- incerteza no momento linear o mais pequena possível) o nosso conhecimento da posição da partícula torna-se menos preciso;

• Se a posição da partícula é conhecida com precisão, então a medição do seu momento tem de ser menos precisa.

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1926, Erwin Schrödinger propôs a equação de onda, que

engloba o comportamento ondulatório e corpuscular do

electrão. Da resolução dessa equação resulta as funções

de onda, representadas pelo símbolo Contudo apenas

o quadrado desta função, fornece informação sobre a

localização do electrão ou seja representa a

probabilidade de encontrar o electrão num determinado

ponto. é chamado a probabilidade da densidade.

Orbital: é a função de onda () de um electrão num

átomo. Caracteriza-se pela energia e pela forma.

O modelo da Mecânica Quântica

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Distribuição electrónica (I)

O modelo do átomo de Bohr introduz o número quântico principal e o modelo quântico tem 3 números

quânticos, n, l, ml;

Número quântico principal, n

• tem valores inteiros que vão de 1, 2, 3 etc;

• à medida que n aumenta a orbital torna-se maior e o electrão passa mais tempo afastado do núcleo –

tem mais energia e está menos ligado ao núcleo.

Número quântico secundário ou azimutal, l

• Tem valores que vão de 0 a n-1;

• Define a forma do orbital;

• Designa-se por letras s, p, d e f.

Valores de l 0 1 2 3 4 5

Letra usada s p d f g h

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•Número quântico magnético, ml

•Tem valores que vão de l a –l, incluindo 0

•Descreve a orientação da orbital no espaço

A colecção de orbitais com o mesmo valor de n é chamada de camada electrónica;

Uma ou mais orbitais com o mesmo n e l chama-se subcamada.

Ex: 1ª camada (n=1) tem apenas uma subcamada;

2ª camada (n=2) tem 2 subcamadas: 2s e 2p;

3ª camada (n=3) consiste em 3 subcamadas 3s, 3p e 3d.

Cada subcamada está dividida em orbitais:

cada camada s tem 1 orbital;

cada subcamada p tem 3 orbitais;

cada subcamada d tem 5 orbitais;

Distribuição electrónica (II)

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Configuração electrónica

• Configuração Electrónica: diz-nos a forma como os electrões estão distribuídos pelas várias orbitais

atómicas.

– Notação simplificada: (n, l, me, ms)

– Ex: 1s2 2s2 2p6

• Regras de preenchimento de orbitais:

– Principio de energia mínima: num átomo no estado fundamental, primeiro preenchem-se as

orbitais vazias de mais baixa energia. A energia de um electrão é igual ao somatório do nº

quântico principal e do nº quântico azimutal.

– Ex: orbitais 4s e 3d têm níveis energéticos muito próximos. Mas a energia total de um átomo

depende não só do somatório dos Nºs quânticos, mas também das repulsões entre os electrões

nessas orbitais A energia do átomo será inferior se preenchermos primeiro a orbital 4s e

depois a 3d

– Principio de exclusão de Pauli: nenhum par de electrões pode ter os quatro números quânticos

iguais = apenas dois electrões estão na mesma orbital atómica e estes têm spins opostos

– Regra de Hund: o arranjo mais estável dos electrões em subcamadas é aquele que contém o

maior número de spins paralelos.

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Ordem de preenchimento

• 1s

• 2s 2p

• 3s 3p 3d

• 4s 4p 4d

• 5s 5p 5d 5f

• 6s 6p 6d 6f

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Representação dos orbitais

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Periodicidade Química

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Tabela PeriódicaMandeleev estabelece a lei periódica: as propriedades físicas e químicas dos elementos variam de uma

forma periódica com o peso atómico.

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A tabela periódica é constítuida por grupos e períodos;

Quando nos movemos ao longo do grupo, aumenta o número quântico

principal, n, das orbitais da camada de valência; e se nos movermos ao longo

de periodo aumenta o número de electrões;

Se analisarmos a distribuição electrónica dos átomos dispostos na tabela

periódica e de acordo com o tipo de subcamada que estão a ser preenchidas,

podemos dividir em categorias os elementos em – elementos representativos, os

gases nobres, os elementos de transição (ou metais de transição), os lantanídeos

e os actinídeos.

Classificação periódica dos elementos (I)

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Classificação periódica dos elementos (II)

Elementos representativos têm as subcamadas s ou p de maior número quântico principal

incompletamente preenchidas;

Os gases nobres (elementos do grupo 8A) têm todos uma subcamada p completamente

preenchida excepção do hélio cuja configuração electrónica é 1s2.

Os metais de transição são os elementos dos grupos 1B e 3B até 8B, que têm

subcamadas d não completamente preenchidas. Os elementos do grupo 2B são o Zn, o

Cd e o Hg, que nem são elementos representativos nem metais de transição.

Os lantanídeos e actinídeos são por vezes denominados elementos de transição do bloco

f porque têm subcamadas f não completamente preenchidas.

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Raio Atómico: é metade da distância entre os dois núcleos de dois átomos metálicos adjacentes.

Variações periódicas das propriedades físicas

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Raio Iónico:

• Raio Iónico: é o raio de um catião ou de um anião.

• Quando um átomo neutro é convertido num anião o seu tamanho (ou

raio) aumenta, visto que a carga nuclear permanece a mesma mas a

repulsão resultante do(s) electrão(ões) adicional(ais) aumenta a

extensão da nuvem electrónica. Já o catião é menor do que o átomo

neutro, visto que a remoção de um ou mais electrões reduz a repulsão

electrão-electrão mas a carga nuclear permanece igual, pelo que a

nuvem electrónica se contrai.

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Iões isoelectrónicos

• Considerando os iões isoelectrónicos, verificamos os catiões são

menores do que os aniões; Ex: Na+« F-

• Em catiões isoelectrónicos: os raios de iões tripositivos (3+) são

menores do que os iões dipositivos (2+) que por sua vez são menores

do que os iões monopositivos(1+); Ex: Al3+ « Mg2+ « Na+.

• Aniões isoelectrónicos, verificamos que a carga mononegativa para

iões dinegativos e assim sucessivamente.

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Energia de Ionização: é a energia mínima necessária para remover um electrão de um átomo gasoso

no seu estado fundamental. A grandeza da energia de ionização é uma medida do esforço necessário para

forçar um átomo a libertar um electrão, ou da força com que o electrão está preso no átomo.

egXgXenergia )()(

Energia de ionização

energia + X(g) X+(g) + e- I1

energia + X+(g) X2+(g) + e- I2

energia + X2+(g) X3+(g) + e- I3

I1 I2 < I3

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Afinidade electrónica

Afinidade electrónica: é a variação de energia que ocorre quando um electrão é captado por um átomo no

estado gasoso. É a capacidade para aceitar um ou mais electrões.

)()( gXegX

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Variações das propriedades químicas

H (1s1)

-Tem um electrão na camada;

-H + : está hidratado em solução;

-H- : é demasiado reactivo para existir em água mas que existe nalgum composto iónico.

Elementos do Grupo 1A (ns1, n 2) :

-baixas energias de ionização

-encontram-se sob a forma de iões monopositivos nos seus compostos

-não se encontram na natureza na forma livre, pois são muito reactivos

-reage com a água para produzir hidrogénio gasoso e o correspondente hidróxido metálico

-formam com o oxigénio óxidos

4Li(s) + O2(g) 2Li2O(s)

2Na(s) + O2(g) Na2O2(s) (),

potássio, rubídio, césio

-óxidos são compostos iónicos, e a estabilidade depende da força com que aniões e catiões se atraem

mutuamente.

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Elementos do Grupo 2A (ns2, n 2) :

-tendência para formar iões M2+, carácter metálico aumenta quando se desce no grupo

-compostos de Be encontram-se sob a forma molecular e não iónica.

-só Ca, Sr e o Ba reagem com a água fria

-reactividade com o oxigénio aumentam também do Be para o Ba; Be e Mg só formam óxidos a

elevadas temperaturas

-Ca, Sr, Ba reage com ácidos para produzir hidrogénio gasoso:

Mg(s) + 2H+(aq) Mg2+(aq) + H2(g)

•Elementos do Grupo 3A (ns2np1, n 2) :

-boro é um metalóide, os restantes são metais

-boro não forma compostos iónicos binários e não reage com O2 e com a H2O

-Al forma óxido de Al; forma iões tripositivos, reage com o H+

-formam iões monopositivos e tripositivos, embora os primeiros sejam mais estáveis

-elementos formam compostos moleculares.

Var

iaçõ

es d

as p

rop

ried

ades

qu

ímic

as

44

Elementos do Grupo 4A (ns2np2, n 2) :

-carbono é não-metal, Si e Ge são metalóides. Não formam compostos iónicos

-estanho e chumbo são metais, reagem com a água, ácido libertando hidrogénio gasoso.

-C4+, Si4+ mais estável

-Pb2+ é mais estável que a forma 4+; o Sn é o intermédio entre estes estados de oxidação.

Elementos do Grupo 5A (ns2np3, n 2) :

-N, P são não metais; As e o Sb são metalóides e o Bi é um metal

-existe na forma N2 forma os óxidos NO, N2O, NO2, N2O4, N2O5(s). Têm tendencia a formaro ião

nitrilo N3-. Li3N e Mg3N2 são compostos iónicos.

-P forma moléculas P4 e forma dois óxidos sólidos o P4O6 e P4O10.

-As, Sb, Bi têm estruturas tridimensionais extensas.

Elementos do Grupo 6A (ns2np4, n 2) :

-O, S, Se, são não metais, Te e Po são metalóides.

- existem nas formas, O2, S8, Se8; Te e o Po têm estruturas tridimensionais mais extensas

-O2-, S2-,Se2-, Te2-; formam um grande nº de compostos moleculares com não-metais.Var

iaçõ

es d

as p

rop

ried

ades

qu

ímic

as

45

Elementos do Grupo 7A (ns2np5, n 2) :

-Todos os elementos são não-metais; fórmula geral X2

-formam aniões do tipo X-

-formam compostos moleculares entre eles ex: ICl e BrF3 e com elementos não-metálicos de outros

grupos PCl5 e NF3.

- H2(g) + X2(g) 2HX(g)

X=F (reacção violenta), Cl e I (reacção menos violenta)

Elementos do Grupo 8A (ns2np6, n 2) :

-Existem na forma monoatómica, pouco reactivos

-Energias de ionização muito elevada

Grupo 1B

-Cu, Ag, Au: são pouco reactivos; têm energias de ionização elevadas. Os electrões d não são eficientes

na blindagem.

V

aria

ções

das

pro

pri

edad

es q

uím

icas

46

Os átomos combinam-se entre si de 2 formas:

1- partilhando electrões entre si formam moléculas dando origem a compostos moleculares;

2- transferência de um ou mais electrões de um átomo para outro formando iões,e dando

origem a compostos iónicos.

Compostos iónicos e moleculares

Ligação Química

(Cap. 2)