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Sumário

HISTÓRICO DA QUÍMICA; ................................................................................ 2

ESTRUTURA DO ÁTOMO E PARTÍCULAS SUBATÔMICAS; .......................... 7

MISTURA E SUBSTÂNCIA PURA ................................................................... 10

FENÔMENOS QUÍMICOS E FÍSICOS ............................................................ 12

TABELA PERIÓDICA ....................................................................................... 19

PROPRIEDADES APERIÓDICAS ................................................................... 28

ÍONS ................................................................................................................ 33

GABARITO ....................................................................................................... 35

REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS ................................................................. 36

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ETAPA 1

HISTÓRICO DA QUÍMICA;

Neste exato momento, a humanidade tem conhecimento de uma

quantidade de substâncias químicas da ordem de meio milhão ou mais. A cada

momento novas substâncias são criadas pelos cientistas ao redor do mundo,

sendo que estas têm possibilidades ilimitadas de multiplicação e formações de

novas combinações orgânicas e inorgânicas.

Mas as moléculas são a menor parte da matéria? Não, pois como toda

parede é formada por tijolos e cimento, a matéria é formada por moléculas e

essas por partes muito menores, os tijolos da vida: os átomos. Esse nome foi

dado pelo filósofo grego Demócrito (546 – 460 a.C.).

Mas o que significa “átomo”? Para compreendermos seu significado,

devemos voltar até a época de Demócrito e pensar como ele para traduzir o

significado.

Ele possuía o mesmo pensamento que nós: é impossível conceber que

exista um objeto inteiro como uma árvore ou uma montanha inteira, deste

modo tudo deve ser formado por pequenas partes, como um quebra-cabeça.

Ele pensou em algo bem simples, como uma esfera indivisível, tanto que este

princípio deu a origem para a palavra átomo (a = não, tomos = divisões).

Este modelo era muito simples, avançado para a época em que foi criado,

mas para as atuais não servia, ou seja, ele criava mais perguntas do que

respondia.

Com a evolução da ciência e do ser humano, novos modelos atômicos

foram criados, mas poucos obtiveram tanto sucesso como os que serão

descritos a seguir. Pois estes modelos, para as suas épocas, responderam

mais perguntas do que as criaram. Mas somente até certo ponto, então ficavam

obsoletos e eram substituídos.

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1) Modelo atômico de Dalton

John Dalton, em 1803, a partir de conclusões de diversos cientistas e do

princípio de Demócrito de que o átomo era formado por uma esfera indivisível,

criou certo modelo que explicava as leis da conservação de massa e da

composição definida. Essa foi baseada em diversos experimentos que levou as

seguintes conclusões:

a) Toda matéria é formada por partículas fundamentais, os átomos.

b) Os átomos não podem ser criados e nem destruídos, eles são

permanentes e indivisíveis.

c) Um composto químico é formado pela combinação de átomos de dois

ou mais elementos em uma razão fixa.

d) Os átomos de um mesmo elemento são idênticos em todos os

aspectos, já os átomos de diferentes elementos possuem propriedades

diferentes. Os átomos caracterizam os elementos.

e) Quando os átomos se combinam para formar um composto, quando se

separam ou quando acontece um rearranjo são indícios de uma transformação

química.

Ou seja, ele acreditava que o átomo era uma esfera maciça, homogênea,

não destrutível, não divisível e carga elétrica neutra, algo como uma bola de

bilhar ou uma bola de gude.

Partes dessa teoria ainda são válidas até hoje e foram usadas como

degraus para várias outras teorias. Vejamos quais ainda são aceitas e quais

não:

a) Os elementos químicos são formados por pequenas partículas

denominadas átomos - Correto, tanto que há diversos átomos conhecidos.

b) Os átomos são partículas maciças e indivisíveis - Falso, pois se sabe

que o átomo é formado por outras partículas e já foi provada a existência da

fissão nuclear.

c) Os átomos de um mesmo elemento têm massas iguais e os átomos de

elementos diferentes têm massas diferentes - Falso, pois Dalton não sabia da

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existência dos isótopos, ou seja, o mesmo átomo não tem sempre a mesma

massa.

d) Os átomos dos elementos permanecem inalterados nas reações

químicas - Correto, tanto que explica o porquê da massa ser conservada nas

reações químicas.

e) Os compostos são formados pela ligação dos átomos dos elementos

em proporções fixas - Correto. Essa é a Lei da composição definida, que

explica porque cada composto é caracterizado por proporções fixas.

2. Modelo atômico de Thompson Em 1898, o físico inglês Joseph John Thompson, realizou experimentos

científicos com descargas elétricas de gases e com a radioatividade, e sugeriu

um novo modelo atômico que substituiu o de Dalton, devido a seu modelo não

contemplar a eletricidade.

Após os seus experimentos, Thompson postulou que como a matéria tem

a tendência de ficar neutra, a quantidade de cargas positivas deveria ser igual

à de cargas negativas.

Deste modo, as experiências realizadas no século XIX, em conjunto com

o modelo atômico de Thompson, possibilitaram a descoberta do próton e do

elétron.

Thompson, quando apresentou seu modelo, descreveu-o como uma

esfera carregada positivamente e que elétrons de carga negativa ficavam

incrustados nessa.

Esse modelo foi apelidado de pudim de ameixas. Mais tarde, com novos

experimentos, Thompson postulou que os elétrons estavam situados em anéis

e esses se movimentam em órbitas ao redor da esfera positiva.

3. Modelo atômico de Rutherford

A partir do século passado, vários cientistas desenvolveram diversos

experimentos que provaram que o átomo é constituído por partículas muito

pequenas, subatômicas.

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Rutherford foi um desses cientistas, onde para verificar se os átomos

eram realmente maciços como dizia Thompson e Dalton, Rutherford

bombardeou uma finíssima lâmina de ouro (de aproximadamente 0,1mm) com

partículas radioativas e positivas, do tipo alfa, emitidas por polônio radioativo.

Após realizar a experiência e anotar diversas observações, somente em

1911, Rutherford esclareceu esse fato. Ele decifrou o que os resultados

experimentais realmente significavam e concluiu certas coisas em relação ao

átomo:

Observações Conclusões

Grande parte das partículas alfa atravessa a lâmina sem desviar o curso.

Boa parte do átomo é vazia. No espaço vazio (eletrosfera) provavelmente estão localizados os elétrons.

Poucas partículas alfa não atravessam a lâmina e voltavam.

Deve existir no átomo uma pequena região onde está concentrada sua massa (o núcleo).

Algumas partículas alfa sofriam desvios de trajetória ao atravessar a lâmina.

O núcleo do átomo deve ser positivo, o que provoca uma repulsão nas partículas alfa (positivas).

A comparação do número de partículas alfa que atravessavam a lâmina

com o número de partículas alfa que voltavam levou Rutherford a concluir que

o raio do átomo é 10 mil vezes maior que o raio do núcleo. A partir dessas

conclusões, Rutherford propôs um novo modelo atômico, semelhante a um

sistema planetário.

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Entretanto, ao apresentar o seu modelo atômico, Rutherford cometeu um

deslize. Ele explicou que quando acabasse a energia dos elétrons para circular

o núcleo, essas iriam cair no núcleo. Este comentário reduziu o tempo de vida

do modelo atômico em diversos anos, tanto que o próximo modelo foi

apresentado 2 anos após este.

2. Modelo atômico de Bohr

Niels Bohr, pupilo e assistente de Rutherford, acompanhou todo o

desenvolvimento do modelo atômico sistema planetário, bem como o seu fim

perante importantíssimos cientistas. O que o levou a tentar “consertar” o

modelo atômico de seu professor. Assim, no ano de 1913, estabeleceu o novo

modelo atômico sistema planetário que é usado até os dias atuais.

Bohr chegou a esse modelo de átomo refletindo sobre o dilema do átomo

estável. Ele acreditava na existência de princípios físicos que descrevessem os

elétrons existentes nos átomos. Bohr foi um dos primeiros a utilizar a física

quântica para descrever o átomo.

Tudo começou com Bohr admitindo que um gás emitia luz quando uma

corrente elétrica passava nele. Isso se explica pelo fato de que os elétrons, em

seus átomos, absorvem energia elétrica e depois a liberam na forma de luz.

Então, ele deduziu que um átomo tem um conjunto de energia disponível

para seus elétrons, isto é, a energia de um elétron em um átomo é quantizada,

como pacotes de energia.

Esse conjunto de energias quantizadas mais tarde foi chamado de níveis

de energia. Mas se um átomo absorve energia de uma descarga elétrica,

alguns de seus elétrons ganham energia e passam para um nível de energia

maior, nesse caso o átomo está em estado excitado.

Com essas constatações Bohr aperfeiçoou o modelo atômico de

Rutherford, chegou ao modelo do átomo como sistema planetário, onde os

elétrons se organizam na eletrosfera na forma de camadas.

Com auxílio de das pesquisas de Bohr, o físico James Chadwick,

acrescenta mais uma partícula no núcleo do átomo, de carga elétrica neutra,

chamada de nêutron. Finalizando o modelo atômico mais atual

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ESTRUTURA DO ÁTOMO E PARTÍCULAS SUBATÔMICAS;

Segundo o modelo atômico atual, o átomo é formado por duas regiões

distintas: o núcleo e a eletrosfera.

Cada uma delas agrupa partículas distintas. No núcleo estão localizados

os prótons (carga positiva) e os nêutrons (carga neutra), sendo estas partículas

que representam praticamente toda a massa do átomo. O elétron (carga

negativa), localizado na eletrosfera, possui, segundo os experimentos de

Rutherford, massa 1840 vezes menor que a do próton. Deste modo seria o

mesmo que somar 1 a 1x10-10, que é aproximadamente 1. Veja:

Soma = 1 + 0,0000000001

Soma = 1,0000000001, o que é aproximadamente igual a 1.

Exercícios

1. (PUCRS/2-2001) Em 1913, o físico dinamarquês Niels Bohr propôs um

novo modelo atômico, fundamentado na teoria dos quanta de Max Planck,

estabelecendo alguns postulados, entre os quais é correto citar o seguinte:

A) Os elétrons estão distribuídos em orbitais.

B) Quando os elétrons efetuam um salto quântico do nível 1 para o nível

3, liberam energia sob forma de luz.

C) Aos elétrons dentro do átomo são permitidas somente determinadas

energias que constituem os níveis de energia do átomo.

D) O átomo é uma partícula maciça e indivisível.

E) O átomo é uma esfera positiva com partículas negativas incrustadas

em sua superfície.

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2. (UFMG-1997) Ao resumir as características de cada um dos

sucessivos modelos do átomo de hidrogênio, um estudante elaborou o seguinte

quadro:

Modelo Atômico Características

Dalton Átomos maciços e indivisíveis

Thompson Elétron, de carga negativa, incrustado em uma esfera de carga positiva. A carga positiva está distribuída, homogeneamente, por toda a esfera.

Rutherford

Elétron, de carga negativa, em órbita em torno de um núcleo central, de carga positiva. Não há restrição quanto aos valores dos raios das órbitas e das energias do elétron.

Bohr

Elétron, de carga negativa, em órbita em torno de um núcleo central, de carga positiva. Apenas certos valores dos raios das órbitas e das energias do elétron são possíveis.

O número de erros cometidos pelo estudante é:

A) 0

B) 1

C) 2

D) 3

E) 4

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3. (UFRJ) Alguns estudantes de Química, avaliando seus conhecimentos

relativos a conceitos básicos para o estudo do átomo, analisam as seguintes

afirmativas:

I. Átomos isótopos são aqueles que possuem mesmo número atômico e

números de massa diferentes.

II. O número atômico de um elemento corresponde à soma do número de

prótons com o de nêutrons.

III. O número de massa de um átomo, em particular, é a soma do número

de prótons com o de elétrons.

IV. Átomos isóbaros são aqueles que possuem números atômicos

diferentes e mesmo número de massa.

V. Átomos isótonos são aqueles que apresentam números atômicos

diferentes, número de massas diferentes e mesmo número de nêutrons.

Esses estudantes concluem, corretamente, que as afirmativas

verdadeiras são as indicadas por:

A) I, III e V

B) I, IV e V

C) II e III

D) II, III e V

E) II e V

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4. (UFU-MG) O átomo é a menor partícula que identifica um elemento

químico. Ele possui duas partes, a saber: uma delas é o núcleo, constituído por

prótons e nêutrons, e a outra é a região externa – a eletrosfera-, por onde

circulam os elétrons. Alguns experimentos permitiram a descoberta das

características das partículas constituintes do átomo.

Em relação a essas características, indique a alternativa correta.

A) Prótons e elétrons possuem massas iguais e cargas elétricas de sinais

opostos.

B) Entre as partículas atômicas, os elétrons têm maior massa e ocupam

maior volume no átomo.

C) Entre as partículas atômicas, os prótons e os nêutrons têm maior

massa e ocupam maior volume no átomo.

D) Entre as partículas atômicas, os prótons e os nêutrons têm mais

massa, mas ocupam um volume muito pequeno em relação ao volume total do

átomo.

5. (PUC-PR) Dados os átomos de 238U92 e 210Bi83, o número total de

partículas (prótons, elétrons e nêutrons) existentes na somatória será:

A) 641

B) 528

C) 623

D) 465

E) 496

MISTURA E SUBSTÂNCIA PURA

Substância pura é todo material com as seguintes características:

- Estrutura básica (moléculas, conjuntos iônicos) deve ser quimicamente

igual entre si;

- Composição fixa, do que decorrem propriedades fixas, como densidade,

ponto de fusão e de ebulição, etc;

- A temperatura se mantém inalterada desde o início até o fim de todas as

suas mudanças de estado físico (fusão, ebulição, solidificação, etc.);

- Pode ser representada por uma fórmula química.

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As misturas não apresentam nenhuma das características acima.

Mistura é qualquer sistema formado por duas ou mais substâncias puras,

denominadas componentes. Pode ser homogênea ou heterogênea, conforme

apresente ou não as mesmas propriedades em qualquer parte do contexto que

seja examinada.

Toda mistura homogênea é uma solução.

Assim podemos dizer simplificadamente que toda a substância pura é

formada por uma única molécula e a mistura é formada por duas ou mais

substâncias puras.

Substância simples e composta

- Substância simples é toda substância pura formada de um único

elemento químico.

- Substância composta é toda substância pura formada por mais de dois

elementos químicos diferentes

Sistemas heterogêneos e homogêneos

Sistema é uma porção do universo, a qual é considerada como todo para

melhor estudo.

O sistema pode ser classificado em homogêneo (ou material homogêneo

ou matéria homogênea), o qual apresenta as mesmas propriedades em

qualquer parte de sua área em que seja examinado.

Pode ser classificado também como heterogêneo (ou material

heterogêneo ou matéria heterogênea), que diferente do homogêneo é aquele

que não apresenta as mesmas propriedades em qualquer parte de sua área.

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Dentro de sistemas também há o conceito de fases ou camadas que são

diferentes porções de material homogêneo divididos por uma superfície, que

constituem um sistema heterogêneo.

Assim, um sistema homogêneo não possui fases, então classificamos

como monofásico, já os sistemas heterogêneos são polifásicos, ou seja,

possuem mais de uma fase.

Partindo deste princípio podemos dizer que se um sistema com n

componentes sólidos, ou líquidos, deve ter n fases. Entretanto o mesmo não se

aplica aos gases, pois a sua principal característica é que estes se misturam

formando apenas uma fase, então todo o sistema gasoso é homogêneo.

Os sistemas têm algumas particularidades, como, no heterogêneo, em

relação as suas fases, estas podem ser uma mistura (heterogênea) ou uma

substância pura em mudança de estado físico. Já o sistema homogêneo é uma

mistura (homogênea) ou uma substância pura num único estado físico.

FENÔMENOS QUÍMICOS E FÍSICOS

Fenômeno Químico

Um fenômeno químico acontece quando há reação química (na maioria

das vezes irreversível). Por exemplo, na queima um combustível é combinado

com oxigênio (O2) gasoso, liberando calor e produzindo um óxido.

Alguns exemplos de fenômenos químicos:

- Combustão (queima);

- Ferrugem (o ferro reage aos poucos com o oxigênio, causando a

oxidação);

- Fotossíntese (a planta absorve CO2 da atmosfera e o transforma em

glicose e oxigênio);

- Digestão (ácidos presentes no estômago destroem as moléculas de

alimento).

Como podemos visualizar se ocorreu uma reação química:

- Normalmente há liberação de gás após a mistura dos reagentes;

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- E/ou formação de um sólido/líquido/gasoso após a mistura de reagentes;

- E/ou mudança de cor;

- E/ou mudança de temperatura.

Fenômenos Físicos

Os fenômenos físicos são aqueles onde as propriedades da matéria não

se alteram (ponto de fusão, ebulição, etc), e não ocorre reação química, sendo

este processo reversível. Como, por exemplo, no derretimento do gelo, já que

mantém as suas propriedades intactas, pois apenas está ocorrendo a

passagem de água sólida para água líquida.

Separação de misturas

Na natureza, raramente encontram-se substâncias puras. Em função

disso, é necessário utilizarmos métodos de separação se quisermos obter uma

determinada substância.

Para a separação dos componentes de uma mistura, ou seja, para obter

uma substância de forma pura, devemos utilizar um conjunto de processos

físicos denominados análise imediata. Como são processos físicos, partem do

mesmo principio de um fenômeno físico: não alterando a composição das

substâncias da mistura alvo.

Há diversos exemplos onde se utilizam estes métodos ao nosso arredor,

como:

- Separação de frutas podres das boas em cooperativas (catação);

- Exame de sangue: Separa-se o sangue puro do plasma, através de um

processo de sedimentação acelerada;

- Dessalinização da água do mar: Para realizar tal processo as usinas

dessalinizadoras utilizam um processo chamado de osmose e membranas

semipermeáveis para purificar a água;

- Entre várias outras aplicações.

Existem distintos métodos para os dois diferentes tipos de misturas

(homogênea e heterogênea) devido ao fato de terem propriedades físicas

diferentes, porém alguns são bem semelhantes, como veremos a seguir.

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1) Separação de sólidos

Ø Catação: É o processo em que se recolhe, com as mãos ou pinça um

dos componentes da mistura.

Exemplo: separar o feijão das impurezas.

Ø Litigação: separa substâncias mais densas (mais pesadas) das menos

densas (menos pesadas) usando água corrente.

Exemplo: processo usado por garimpeiros para separar ouro (mais denso)

da areia (menos densa).

Ø Dissolução ou Flotação: consiste em dissolver a mistura em solvente

com densidade intermediária entre as densidades dos componentes das

misturas. Exemplo: serragem + areia, adiciona-se água na mistura. A areia fica

no fundo e a serragem flutua na água.

Ø Peneiração: separa sólidos maiores de sólidos menores ou ainda

sólidos em suspensão em líquidos.

Exemplo: Peneirar a areia para ficar com os grãos mais finos e os maiores

ficam na peneira.

Ø Separação magnética: usado quando um dos componentes da mistura

é um material magnético. É utilizado um ímã ou eletroímã para retirar o

material.

Exemplo: Separação de objetos metálicos do lixo em grandes usinas de

reciclagem.

Ø Ventilação: usada para separar dois componentes sólidos com

densidades diferentes. É aplicado um jato de ar sobre a mistura.

Exemplo: separar o amendoim torrado da sua casca já solta.

Ø Dissolução fracionada: consiste em separar dois componentes sólidos

utilizando um líquido que dissolva apenas um deles.

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Exemplo: mistura de sal e areia.

2. Separação de Sólidos e Líquidos

Ø Sedimentação: consiste em deixar a mistura em repouso até o sólido se

depositar no fundo do recipiente.

Exemplo: mistura de água com areia.

Ø Decantação: é a remoção da parte líquida, virando cuidadosamente o

recipiente. Pode-se utilizar um funil de decantação para remover um dos

componentes da mistura. Este método pode ser utilizado também para separar

líquidos de densidades diferentes.

Exemplo: Mistura de água e óleo ou água e areia

Ø Centrifugação: é o processo de aceleração da sedimentação. Utiliza-se

um aparelho chamado centrífuga ou centrifugador, que pode ser elétrico ou

manual.

Exemplo: Separar a água da roupa molhada num lavadora de roupa, ou o

plasma do sangue do resto.

Ø Filtração: Utiliza-se um filtro para reter o sólido e deixar passar o

líquido.

Exemplo: Separação de areia de água.

Ø Evaporação: consiste em evaporar o líquido que está misturado com

um sólido, sem se preocupar com o que acontecerá com o líquido.

Exemplo: evaporar sal de cozinha da água do mar.

3. Separação de Misturas Homogêneas

Para separar os componentes das substâncias de misturas homogêneas

usamos métodos específicos que se baseiam no conhecimento prévio das

propriedades das substâncias envolvidas, como ponto de fusão, de ebulição,

etc.

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Ø Destilação: consiste em separar líquidos e sólidos com pontos de

ebulição diferentes. Os líquidos devem ser possíveis de serem misturados

entre si.

Os líquidos são colocados no frasco de destilação, então são aquecidos

até que o primeiro evapore, passe pelo condensador e retorne para o estado

líquido ou sólido, depende do seu estado inicial.

Exemplo: água e álcool

Destilação simples: este processo é usado quando os pontos de ebulição

das substâncias envolvidas são bem distantes. Sendo que irá sair primeiro a

substância de menor ponto de ebulição.

Destilação fracionada: utilizado quando a diferença dos pontos de

ebulição das substâncias envolvidas é muito pequena, menores que 10°C. A

ordem de destilação sempre irá ser crescente em valores, ou seja, a substância

de menor ponto de ebulição irá evaporar primeiro e em seguida a intermediária

e assim por diante.

Nas indústrias, principalmente de petróleo, usa-se a destilação fracionada

para separar misturas de dois ou mais líquidos. As torres de separação de

petróleo fazem a sua divisão produzindo gasolina, óleo diesel, gás natural,

querosene, piche, dentre outros.

Abaixo podemos visualizar um equipamento de laboratório, com o qual é

possível realizar a destilação simples. A principal diferença da aparelhagem

para realizar a destilação simples da

fracionada fica na região (no desenho

abaixo) do frasco de destilação, onde a

parte da “garganta” tem pequenos

relevos na parte interna para dificultar a

passagem dos gases de substâncias

diferentes com ponto de ebulição muito

próximos.

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Exercícios:

1. (UFES) Na perfuração de uma jazida petrolífera, a pressão dos gases

faz com que o petróleo jorre para fora. Ao reduzir-se à pressão, o petróleo

bruto para de jorrar e tem de ser bombeado. Devido às impurezas que o

petróleo bruto contém, ele é submetido a dois processos mecânicos de

purificação antes do refino: separá-lo da água salgada e separá-lo de

impurezas sólidas, como areia e argila. Esses processos mecânicos de

purificação são respectivamente:

A) Decantação e filtração

B) Decantação e destilação fracionada

C) Filtração e destilação fracionada

D) Filtração e decantação

E) Destilação fracionada e decantação

2. Associe as atividades do cotidiano abaixo com as técnicas de

laboratório apresentadas a seguir:

- Preparar cafezinho com café solúvel

- Preparar chá de saquinho

- Coar um suco de laranja

1. Filtração 2. Solubilização

3. Extração 4. Destilação

A sequência correta é:

A) 2, 3 e 1;

B) 4, 2 e 3.

C) 3, 4 e 1.

D) 1, 3 e 2.

E) 2, 2 e 4.

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3. O mercúrio, um metal líquido, é utilizado pelos garimpeiros para extrair

ouro. Nesse caso, o mercúrio forma com o ouro, uma mistura líquida

homogênea, que pode ser separada facilmente da areia e da água.

Infelizmente, esse processo causa muitos danos ao meio ambiente. O uso do

mercúrio contamina o solo, as águas, o ar atmosférico e os próprios

garimpeiros.

A separação do ouro é feita sob aquecimento, isso só é possível porque:

A) o ouro é mais volátil que o mercúrio.

B) o ouro é mais denso que o mercúrio.

C) o ponto de ebulição do mercúrio é menor que o do ouro.

D) o mercúrio funde-se a uma temperatura menor que o ouro.

E) o ouro dissolve-se no mercúrio.

4. (UFMG) Com relação ao número de fases, os sistemas podem ser

classificados como homogêneos ou heterogêneos. As alternativas

correlacionam adequadamente o sistema e sua classificação, exceto em:

A) Água de coco/heterogêneo

B) Laranjada/ heterogêneo

C) Leite/homogêneo

D) Poeira no ar/ heterogêneo

E) Água do mar filtrada/homogêneo

5. (UFSC) Com relação às substâncias O2, H2, H2O, Pb, CO2, O3, CaO,

S8, podemos afirmar que:

A) Todas as substâncias são simples.

B) Somente O2, H2 e O3 são substâncias simples.

C) Todas são substâncias compostas.

D) Somente CO2, CaO, S8 são substâncias compostas.

E) As substâncias O2, H2, Pb, O3 e S8 são simples.

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TABELA PERIÓDICA

Histórico, classificação, localização periódica, propriedades periódicas e

aperiódicas.

A tabela periódica começa ter uma ideia de construção no ano de

1817 com as “leis das tríades” de Johann Wolfgang Döbereiner, mas apenas

adquiri o formato mais parecido com o atual em 1869, com a disposição

sistemática de Dmitri Mendeleiev e Lothar Meyer.

Para se construir a tabela periódica era necessário conhecer os

elementos que a constituiriam e para isso foram necessários séculos. Mesmo

sabendo da existência de vários minérios desde a antiguidade, como ferro,

ouro e prata, a primeira descoberta científica de um elemento, ocorreu apenas

durante a era dos alquimistas, quando o alquimista Hening Brand descobriu

o fósforo.

Durante os séculos seguintes, novos elementos foram descobertos e uma

extensa quantidade de pesquisas e experiências para determinar as

propriedades dos elementos e seus compostos. Apartir disso, devido à grande

quantidade de dados obtidos sobre estes elementos, os químicos tiveram que

criar modelos de pesquisa e maneiras eficientes classificá-los e tentar

organizá-los em grupos.

Para isso, foram criados vários modelos de classificação, mas poucos se

sobressaíram, porém mesmo estes tiveram seus méritos. Vejamos a seguir:

A Lei das Tríades, de Döbereiner, foi um método de distribuição

considerado ineficaz porque era muito restrito e só atendia a alguns elementos.

Vejamos como era:

Proximidade

Fe = 56u

Co = 59u

Ni = 58u

O Ferro, o Cobalto e o Níquel possuem massas atômicas muito próximas.

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Diferença comum

Li = 7u

Na = 23u

K = 39u

A diferença obtida entre as massas dos elementos consecutivos na ordem

crescente se mantinham constante, igual a 16. De fato: 23 – 7 = 16; 39 – 23 =

16.

Média aritmética

Ca = 40u Sr = 88u Ba = 137u Efetuando-se a média aritmética entre as massas do Cálcio e

do Bário obtém-se a massa atômica aproximada do Estrôncio: 137 40

2

- O Parafuso Telúrico, de Chancourtuois, obteve baixa aceitação desse

método, pois os valores das massas atômicas eram, muitas vezes, errôneos e

imprecisos. Vejamos como foi o seu pensamento:

Inicialmente, dividiu a superfície de um cilindro em 16 colunas e inúmeras

horizontais; atribuiu ao oxigênio a massa 16u (unidade de massa atômica),

então traçou uma linha helicoidal que começava pelo oxigênio e terminava no

décimo sexto elemento mais pesado, até onde a linha alcançava. Repetiu esse

procedimento até que todos os elementos fossem alocados nas linhas

divisórias. Ficando parecida com o desenho ao lado.

- Com Lei das Oitavas, de Newlands,

devido a apresentar os mesmo problemas

cometidos por Chancourtuois foi banido, já

que alguns elementos estavam em lugares

errados: o cloro e o flúor, por exemplo, não

possuem características semelhantes ao

Cobalto ou ao Níquel. Vejamos o seu

pensamento:

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Ele idealizou a classificação dos elementos pela ordem crescente de

massa atômica, por parte ele estava correto em pensar desta, já que a atual

tabela se baseia na ordem crescente de número atômico. Porém Newlands

cometeu o erro em utilizar apenas sete grupos, que foram dispostos lado a

lado. Ele logo percebeu que as propriedades químicas eram parecidas ao

primeiro e oitavo elementos, da esquerda para a direita.

Mas, apesar destes modelos terem fracassado, eles contribuíram para o

constante aperfeiçoamento sobre a classificação dos elementos químicos.

Dois cientistas trabalharam isoladamente um do outro, mas chegaram a

resultados parecidos, foram eles: Julius Lothar Meyer (1830-1895) e Dmitri

Ivanovitch Mendeleev (1834-1907), sendo o trabalho de Mendeleev mais

ousado.

Mendeleev apresentou seu modelo de classificação dos elementos à real

Sociedade Russa de Química, onde obteve grande aceitação. A sua teoria

pode ser confirmada com algumas observações suas:

“Os elementos, se dispostos de acordo com as massas atômicas, revelam

evidente periodicidade de propriedades”.

“Devemos esperar a descoberta de muitos elementos ainda

desconhecidos; por exemplo, elementos análogos ao alumínio (exa-Alumínio) e

ao silício (exa-Silício), cujas massas atômicas ficariam compreendidas entre 65

e 75”.

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Assim, segundo Mendeleev, as propriedades dos elementos são uma

função periódica de suas massas atômicas.

Porém a tabela periódica atual não é a de Mendeleev, apenas com vários

outros elementos adicionados, mas sim uma atualização, já que em 1913

surgiu o conceito de número atômico, que é o atual classificatório.

Na próxima página está representada a tabela periódica, em sua

atualização mais recente.

A tabela periódica atual é dividida em 18 colunas e 7 linhas.

As colunas foram chamadas de famílias, deste modo como toda família

tem características em comum, com os elementos não seriam diferentes, estes

possuem características físicas e químicas semelhantes.

A numeração das Famílias da Tabela Periódica se inicia no 1e continua

até a18. Sendo dividida entre elementos representativos, os quais fazem parte

as famílias 1 e 2 e da 13 a 18, também há os elementos não representativos,

que são da coluna 3 a 12 e os metais de transição interna.

A Tabela Periódica também fornece a informação de quais elementos são

Metais, Não-Metais e Semi-Metais. Sendo as famílias:

- Família 1: Metais Alcalinos

- Família 2: Metais Alcalino-Terrosos

- Família 3 à 12: Metais de Transição

23

- Família 13: Família do Boro

- Família 14: Família do Carbono

- Família 15: Família do Nitrogênio

- Família 16: Calcogênios

- Família 17: Halogênios

- Família 18: Gases Nobres

A seguir podemos verificar as divisões de metais, ametais e semi-metais

que usaremos mais adiante.

As linhas são chamadas de períodos e todos os elementos que fazem

parte do mesmo têm a mesma quantidade de camadas eletrônicas.

Mas antes de estudarmos profundamente a tabela periódica, devemos

entender o mais básico dos seus usos: identificar os valores que ela fornece.

Dentre as diversas informações que constam nas tabelas periódicas mais

atuais que podemos verificar para cada elemento, as mais simples são o

número atômico e o número de massa, que serão explicados a seguir.

A partir de 1931, pelas descobertas de Moseley, o que realmente

diferencia um elemento químico de outro é a quantidade de carga nuclear que

ele contém, por isso através de diversas experiências e cálculos de precisão

realizados por ele, foram encontradas as quantidades de prótons de cada

24

elemento existente no mundo. Este número foi chamado de Número atômico,

representado pela letra “Z”.

Z = p+

Assim podemos concluir que não existem átomos de elementos químicos

diferentes com o mesmo número atômico, se têm o mesmo número atômico é

o mesmo elemento.

Foi percebido também que se um átomo é neutro, aquele que não perdeu

e nem ganhou nenhum elétron, a quantidade de cargas positivas precisam ser

iguais às cargas negativas, ou seja, em um átomo nêutro o Z é igual para os

elétrons também.

Z = p+ = e –

Exemplo:

Magnésio (Mg): Número atômico (Z) = 12

Este átomo do jeito que está, não perdeu e nem ganhou nenhum elétron,

assim as quantidades de partículas são as mesmas:

Z = p+ = e –

p+ = 12

e – = 12

Agora que já temos a quantidade de prótons e elétrons, precisamos da

quantidade de nêutrons, para isso iremos precisar de outro conceito: o número

de massa, que é representado pela letra “A”.

Este número é a soma da quantidade de prótons e nêutrons que existem

no núcleo, assim para fins de cálculo e por convenções matemáticas foi

combinado que o próton e o nêutron teriam massas iguais a 1. Então temos a

seguinte expressão:

A = n0 + p

25

Como a quantidade de prótons pode ser descrita como Z, então temos:

A = n0 + Z

Logo a quantidade de nêutrons ficará a cargo de isolarmos essa variável,

apenas trocando o Z ou o p + de lado:

A - p+= n0

A - Z = n0

Exemplo:

Sódio (Na): Z = 11; A = 23

Se não foi indicado que o átomo não perdeu nem ganhou elétrons, logo

ficamos com:

p+ = 11

e- = 11

N = A – Z = 23 – 11

n0 = 12

Mas como podemos diferenciar estes dois valores? O número atômico

sempre será menor que o número de massa e sempre inteiro.

Propriedades periódicas

Além desses dois valores, ainda podemos verificar qualitativamente

algumas propriedades periódicas, ou seja, que ocorrem ao longo de toda a

tabela. Como o raio atômico, afinidade eletrônica, eletronegatividade,

eletropositividade e potencial de ionização.

Eletronegatividade

A eletronegatividade é a tendência que um átomo tem em “puxar” ou

receber elétrons em uma ligação química, ou seja, não pode ser calculada a

partir de um átomo isolado. Como esta necessita ser calculada em uma ligação

química, os gases nobres, por serem estáveis e não fazerem ligações, não

26

entram nessa classificação. Abaixo está demonstrada de forma qualitativa o

crescimento desta propriedade.

Segundo a classificação da figura acima, quanto mais para cima em uma

família maior será a tendência, e quanto mais para a esquerda num mesmo

período maior será, logo o flúor é o átomo mais eletronegativo da tabela.

Eletropositividade

Fazendo o contraponto com a eletronegatividade, a eletropositividade é a

tendência de um átomo “empurrar”, afastar, elétrons durante uma ligação

química, e seguindo o mesmo princípio, gases nobres não são afetados nessa

propriedade. Abaixo o modo de crescimento da propriedade.

27

Como podemos verificar, a eletropositividade é o contrário da

eletronegatividade, assim quanto mais para baixo em uma mesma família

maior será a propriedade, e quanto mais para a direita num mesmo período

maior ficará, logo o frâncio é o átomo mais eletropositivo da tabela.

Raio atômico

Para fim de cálculos, supõe-se que o átomo é como uma esfera, deste

modo a maneira mais simples de descobrir o tamanho é utilizando a medida do

raio. Então o que chamamos de raio atômico é a distância do centro do núcleo

de um átomo até a última camada de sua eletrosfera.

Esta propriedade segue o mesmo principio da eletropositividade, a única

diferença é que como estamos falando de tamanho de um átomo, os gases

nobres entram nessa classificação.

Afinidade eletrônica

A afinidade eletrônica mede a energia liberada por um átomo neutro e no

estado gasoso ao receber um elétron.

Nos gases nobres, novamente, a afinidade eletrônica não é significativa.

Entretanto, não é igual a zero: já que a adição de um elétron em qualquer

elemento causa liberação de energia.

A afinidade eletrônica não tem uma forma muito definida no seu

crescimento na tabela periódica, mas seu comportamento é parecido com a

eletronegatividade: cresce de baixo para cima e da esquerda para a direita.

O cloro possui maior afinidade eletrônica: cerca de 350 KJ/mol (em

módulo), contrariando o esperado que seria o flúor.

Potencial de ionização

O potencial de ionização mede o contrário da afinidade eletrônica: a

energia necessária para retirar um elétron de um átomo neutro e no estado

gasoso. Sendo que, para a primeira retirada de elétron a quantidade de energia

requerida é menor que a segunda retirada, que por sua vez é menor que a

terceira retirada, e assim sucessivamente.

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Apresenta mesmo comportamento da afinidade eletrônica e da

eletronegatividade. Logo, pode-se afirmar que o Flúor e o Cloro são os átomos

com os maiores potenciais de ionização da tabela periódica, já que são os

elementos com os maiores valores de afinidade eletrônica da tabela periódica.

PROPRIEDADES APERIÓDICAS

As propriedades aperiódicas dos elementos são aquelas

cujos valores variam (aumentam ou diminuem) à medida que o número atômico

aumenta e que não se repetem em períodos determinados ou regulares.

Estas são a massa atômica, calor específico, dureza e índice de refração.

Massa atômica

Esta propriedade sempre aumenta de acordo com o aumento do número

atômico, sem fazer referência à localização do elemento na tabela periódica.

Calor específico

O calor específico é a quantidade de calor que um grama de uma

substância precisa absorver para aumentar sua temperatura em 1 °C, sem que

haja alteração no seu estado físico. O calor específico de um elemento no

estado sólido sempre diminui com o aumento do número atômico.

Dureza

A dureza é uma propriedade mecânica característica de materiais sólidos

que representa a resistência destes materiais ao risco ou à penetração quando

pressionados. Quanto maior é o número atômico, maior também é a dureza do

elemento químico.

Índice de refração

O índice de refração é uma propriedade física descrita como sendo a

razão entre a velocidade da luz em dois meios diferentes (no ar e num corpo

transparente mais denso). Tal propriedade também aumenta com o aumento

do número atômico.

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Até o momento falamos de átomos que perdem ou ganham elétrons, o

que isso realmente significa?

Nós conhecemos alguns tipos de ligações que os átomos fazem para ficar

estáveis, lembrando que o significado de estável nesse contexto significa que

tem tempo de duração muito longo, até indeterminado. Então, antes de

entrarmos nesse conceito, lembremos como é um átomo.

Segundo o modelo atômico de Bohr, a eletrosfera do átomo é constituída

por várias camadas (subníveis), e dentro destas há regiões onde é mais

provável se encontrar os elétrons. E em cada uma destas camadas há uma

quantidade máxima de elétrons que se pode inserir.

Com o modelo atômico de Bohr, Linus Pauling desenvolveu um diagrama

para auxiliar na distribuição dos elétrons nestas camadas, sabendo que há

atualmente 5 tipos de orbitais, as regiões dentro dos subníveis, são elas: s, p, d

e f, sendo a quantidade máxima nessas regiões, respectivamente, iguais a 2, 6,

10, 14. Como também que há descobertas 7 camadas, que foram

representadas com as letras maiúsculas: K, L, M, N, O, P, Q e que estas têm

capacidade máxima de elétrons iguais a 2, 8, 18, 32, 32, 18, 8.

Com posse destes dados ele desenvolveu o diagrama a seguir, com o

qual a leitura é feita na diagonal:

30

Mas como é utilizado este diagrama? Em primeiro lugar precisamos de

algum valor para utilizar no diagrama. Como estamos falando em elétrons, o

único valor conhecido que tem essa informação é o número atômico (Z). Assim,

vejamos um exemplo:

Sódio (Na): Z = 11

Começamos pelo início do diagrama, o que temos que entender é que:

Então fica assim:

Vamos dar uma olhada na prática! Utilizando a distribuição eletrônica de

Linus Pauling, podemos identificar o elemento que possui como última camada

o valor 4p5.

Com o auxílio da tabela periódica padrão verificamos que este átomo está

na camada 4, bloco p (verde) e coluna 5, sendo ele o Bromo.

31

Exercícios

1. (PUC – RS) A substância química que está poluindo as águas de rios

brasileiros, em função do garimpo de ouro, no seu estado elementar, é um:

A) Metal de elevado ponto de fusão;

B) Metal do grupo 2 B da Classificação Periódica dos Elementos;

C) Gás do grupo dos halogênios;

D) Metal alcalino-terroso;

E) Elemento representativo.

2. (PUC) O bromato de potássio (KBrO3), produto de aplicação

controvertida na fabricação de pães, apresenta elementos, na ordem indicada

na fórmula, das famílias:

A) alcalino-terrosos, calcogênios, halogênios;

B) alcalinos, halogênios, calcogênios;

C) halogênios, calcogênios, alcalinos;

D) Calcogênios, halogênios, alcalinos;

E) Alcalino-terrosos, halogênios, calcogênios.

3. (MACK – SP)O alumínio que tem número atômico igual a 13:

A) pertence ao grupo 1 A da tabela periódica.

B) forma cátion trivalente.

C) tem símbolo Am.

D) pertence à família dos metais alcalino-terrosos.

E) é líquido à temperatura ambiente.

32

4. (UNI-RIO) “Os implantes dentários estão mais seguros no Brasil e já

atendem às normas internacionais de qualidade. O grande salto de qualidade

aconteceu no processo de confecção dos parafusos e pinos de titânio, que

compõem as próteses. Feitas com ligas de titânio, essas próteses são usadas

para fixar coroas dentárias, aparelhos ortodônticos e dentaduras, nos ossos da

mandíbula e do maxilar.”.

Jornal do Brasil, outubro 1996.

Considerando que o número atômico do titânio é 22, sua configuração

eletrônica será:

A) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3

B) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

C) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2

D) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d2

E) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6

5. (UFRGS) Considere os seguintes conjuntos de elementos químicos:

I. H, Hg, F, He

II. Na, Ca, S, He

III. K, S, C, Ar

IV. Rb, Be, I, Kr

O conjunto que apresenta metal alcalino, metal alcalino-terroso,

calcogênio e gás nobre respectivamente é:

A) I

B) II

C) III

D) IV

E) V

33

ÍONS

Agora que temos o conceito de camada valência, comecemos com o

princípio da estabilidade mais conhecido, a Regra do Octeto.

A regra do octeto é uma regra simples, segundo a qual os átomos tendem

a combinar-se de modo a ter, cada um, oito elétrons na sua camada de

valência, ficando com a mesma configuração eletrônica do um gás nobre do

período anterior.

Porém toda regra tem exceções e esta não é diferente. Os átomos a

seguir se estabilizam com menos do que a regra, são eles: Berílio (4 elétrons),

Alumínio (6 elétrons), Boro (6 elétrons)

Para realizar esse feito cada átomo pode receber ou doar elétrons, cada

processo ocorrerá dependo de cada átomo. Por exemplo, o átomo de

Magnésio, de configuração eletrônica igual a 1s2 2s2 2p2 3s2, vê-se que na

camada anterior ele já possui 8 elétrons e na última camada apenas 2, então o

que seria mais vantajoso para ele, perder 2e- ou ganhar 6e-?

A resposta é perder 2e-, o que o deixaria mais estável, pois devemos

lembrar algo, antes o magnésio tinha 12 cargas positivas e 12 negativas, se ele

tivesse recebido 6 elétrons a carga final sobre ele seria – 6 (+12 – 18),

enquanto que agora ele perdendo 2 apenas, ele ficaria com +2 (+12 – 10). A

quantidade de cargas sobre ele é menor, logo energeticamente mais estável.

Este processo de quantos elétrons um dado átomo precisa receber ou ganhar é

chamado de valência.

Para ficar mais simples, se um átomo precisar mais do que 4 elétrons

para completar a valência igual a 8, ele irá doar os que ele já possui.

No exemplo acima, vimos o magnésio sendo o candidato para doar

elétrons, assim no momento que ocorre o processo, ele deixa de ser o átomo

de magnésio, para passar a ser o íon magnésio. Mas o que isso significa?

Um íon é todo átomo que perdeu ou ganhou elétrons, como o magnésio

entra neste quesito, ele é um íon. Porém como foi visto há duas situações que

o átomo se transforma em um íon, para diferenciar as duas, classificaremos da

seguinte forma:

34

- Todo átomo que doar elétrons será denominado cátion e terá carga

elétrica positiva.

- Todo átomo que receber elétrons será denominado ânion e terá carga

elétrica negativa.

Mas por que quando se perde elétrons a carga elétrica fica positiva e

quando se ganha, negativa? Não seria ao contrário?

Bom, isso se refere a um fato simples, antes como já foi dito todos os

átomos têm carga elétrica neutra, zero, pois a quantidade de prótons e elétrons

é igual. Mas quando se perde elétrons não haverá cargas positivas não

anuladas? Claro, tanto que é muito comum se encontrar a carga elétrica desta

forma: Mg2+. Agora significa que há duas cargas positivas não anuladas, e

neste exemplo, S2-, que há duas cargas negativas não anuladas há mais.

35

GABARITO

Atomística e partículas atômicas

1.B 2.B 3.B 4.D 5.C

2. Misturas, substância pura, fenômenos químicos e separação de

misturas

1.A 2.A 3.D 4.C 5.E

3. Tabela periódica, distribuição eletrônica

1.B 2.B 3.B 4.D 5.B

36

REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS

SARDELLA, Antônio. Curso de química: Química geral, São Paulo – SP:

Editora Ática, 2002. 25ª Edição, 2ª impressão. 448 págs.

MAHAN Bruce M., MYERS Rollie J. Química: um curso universitário, São

Paulo – SP: Editora Edgard Blücher LTDA, 2005. 4ª tradução americana,

7ª reimpressão. 592 págs.

ATKINS, Peter. LORETTA, Jones. Princípios de química:

questionando a vida moderna e o meio ambiente; tradução Ricardo

Bicca de Alencastro. – 3ª Ed. – Porto Alegre: Bookman, 2006. 968

páginas.

PERUZZO, Francisco Miragaia (Tito); CANTO, Eduardo Leite; Química na

Abordagem do Cotidiano, Ed. Moderna, vol.1, São Paulo/SP- 1998.