Aula 2 Tabela periódica e ligações químicas

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<p>BIOQUÍMICA</p><p>Aula 2 - Introdução a tabela periódica e ligações químicas</p><p>Classificação periódica moderna</p><p>• Além de ser mais completa que a tabela de Mendeleyev, a Classificação Periódica</p><p>moderna apresenta os elementos químicos dispostos em ordem crescente de</p><p>números atômicos. De fato, em 1913, Henry G. J. Moseley estabeleceu o conceito</p><p>de número atômico, verificando que esse valor caracterizava melhor um elemento</p><p>químico do que sua massa atômica (assim desapareceram, inclusive, as</p><p>“inversões” da tabela de Mendeleyev, como no caso do iodo e do telúrio). A partir</p><p>daí a lei da periodicidade ganhou um novo enunciado:</p><p>Muitas propriedades físicas e químicas dos elementos variam</p><p>periodicamente na sequência de seus números atômicos.</p><p>Classificação dos elementos</p><p>• As sete linhas horizontais, que aparecem na tabela periódica, são denominadas</p><p>períodos;</p><p>• As sete linhas “coincidem” com a camada de valência dos elementos presentes em</p><p>cada uma:</p><p>K (1)</p><p>L (2)</p><p>N (4)</p><p>M (3)</p><p>O (5)</p><p>Q (7)</p><p>P (6)</p><p>Classificação dos elementos</p><p>• As dezoito linhas verticais que aparecem na tabela são denominadas colunas,</p><p>grupos ou famílias de elementos. Devemos assinalar que algumas famílias têm</p><p>nomes especiais, a saber:</p><p>• Elementos representativos (grupo A): subnível mais energético s e p;</p><p>1 (1A) Grupos dos metais alcalinos</p><p>2 (2A) Grupo dos metais alcalinos terrosos</p><p>13 (3A) Grupo do Boro</p><p>14 (4A) Grupo do Carbono</p><p>15 (5A) Grupo do Nitrogênio</p><p>16 (6A) Calcogênios (formadores de cobre)</p><p>17 (7A) Halogênios (formadores de sais)</p><p>18 (0) Gases Nobres</p><p>Classificação dos elementos</p><p>• Elementos de transição (grupo B): subnível mais</p><p>energético d e f;</p><p>Metais de transição externa</p><p>Metais de transição interna</p><p>Distribuição eletrônica</p><p>s1</p><p>s2</p><p>p1 p2 p3 p4 p5</p><p>p6</p><p>d1 d2 d4 d6d5 d10d9d7 d8d3</p><p>d1f14f2 f3 f4 f5 f6 f7 f8 f9 f10 f11 f12 f13</p><p>f1</p><p>f1</p><p>Metais, não-metais e semimetais</p><p>Metais: conduzem calor, energia elétrica, são dúcteis, maleáveis, em</p><p>estado sólido em temperatura ambiente.</p><p>Não-metais: não conduzem bem corrente elétrica e calor (ex. C)</p><p>Semimetais: características intermediárias entre os metais e os não-</p><p>metais (Ex.Si).</p><p>Gases nobres: elementos mais estáveis da tabela periódica.</p><p>Propriedades periódicas e aperiódicas</p><p>• Generalizando, podemos dizer que muitas propriedades</p><p>dos elementos químicos variam periodicamente ao longo</p><p>da Tabela Periódica, sendo por isso chamadas propriedades</p><p>periódicas. Como exemplos, podemos citar o raio atômico,</p><p>o volume atômico, a densidade absoluta, a temperatura de</p><p>fusão e a de ebulição etc.</p><p>• Há, contudo, algumas propriedades cujos valores só</p><p>aumentam com o número atômico, e outras cujos valores</p><p>só diminuem. São as chamadas propriedades aperiódicas</p><p>(ex. o número de massa sempre aumenta com o aumento</p><p>do número atômico).</p><p>Raio atômico: Essa propriedade se relaciona com o tamanho do átomo, e para</p><p>comparar esta medida é preciso levar em conta dois fatores:</p><p>- Quanto maior o número de níveis, maior será o tamanho do átomo;</p><p>- O átomo que apresenta maior número de prótons exerce uma maior atração</p><p>sobre seus elétrons.</p><p>Energia de Ionização: Energia necessária para remover um ou mais elétrons de um</p><p>átomo isolado no estado gasoso: quanto maior o tamanho do átomo, menor será a</p><p>energia de ionização.</p><p>- Em uma mesma família esta energia aumenta de baixo para cima;</p><p>- Em um mesmo período a Energia de Ionização aumenta da esquerda para a</p><p>direita.</p><p>Afinidade eletrônica: É a energia liberada quando um átomo no estado gasoso</p><p>(isolado) captura um elétron. Em uma família ou período, quanto menor o raio,</p><p>maior a afinidade eletrônica.</p><p>Eletronegatividade: Força de atração exercida sobre os elétrons de uma ligação. Na</p><p>tabela periódica a eletronegatividade aumenta de baixo para cima e da esquerda</p><p>para a direita. Essa propriedade se relaciona com o raio atômico, sendo que,</p><p>quanto menor o tamanho de um átomo, maior será a força de atração sobre os</p><p>elétrons.</p><p>Propriedades aperiódicas: massa atômica, calor específico</p><p>Ligações químicas e forças</p><p>intermoleculares</p><p>As ligações químicas ocorrem porque os</p><p>átomos buscam a estabilidade</p><p>eletrônica, cedendo, recebendo e</p><p>compartilhando elétrons para formar</p><p>moléculas.</p><p>As moléculas constituem as mais</p><p>variadas substâncias conhecidas</p><p>quando são atraídas por forças</p><p>intermoleculares.</p><p>Teoria do octeto</p><p>• Das pesquisas de Lavoisier e Dalton surgiram a ideia de que em reações químicas</p><p>as massas se conservam durante o processo e foram determinadas as massas de</p><p>diversas substâncias, surgindo uma questão: Como esses elementos se unem para</p><p>formar os compostos que existem na natureza?</p><p>• Em 1852, Frankland criou a expressão valência para definir a quantidade de</p><p>ligações que um átomo pode fazer (Ex. H – uma valência);</p><p>• Couper propôs que cada valência do átomo deve ser representada por um traço,</p><p>criando a fórmula estrutural plana (ex. H-). Logo após, Kekulê propôs que o</p><p>carbono era tetravalente constante, realiza sempre 4 ligações.</p><p>• Lewis observou o comportamento dos gases nobres e sua tendência a não se</p><p>ligarem a outros átomos e percebeu que, com exceção do Hélio, todos possuem</p><p>oito elétrons na sua camada de valência e definiu isso como estabilidade química.</p><p>Regra do octeto</p><p>Os átomos unem-se ganhando ou perdendo elétrons na</p><p>última camada até adquirirem a configuração eletrônica de</p><p>um gás nobre</p><p>Ligação iônica</p><p>Esse tipo de ligação ocorre entre elementos químicos com grande diferença de</p><p>eletronegatividade. Dessa forma, os elétrons da camada de valência deslocam-se do</p><p>elementos menos eletronegativo para o mais eletronegativo.</p><p>Ao retirar ou acrescentar elétrons de uma eletrosfera, existe a produção de íons</p><p>(positivo quando o átomo perde elétrons; negativo quando o átomo recebe elétrons);</p><p>A atração entre as cargas elétricas dos íons formados é que manterá unidos os átomos</p><p>ligantes;</p><p>Tipo de ligação que ocorre normalmente entre um metal e um não metal e o</p><p>hidrogênio.</p><p>Ligação covalente</p><p>LIGAÇÃO COVALENTE</p><p>SIMPLES</p><p>Cada átomo da ligação</p><p>compartilha um elétron para</p><p>formar o par eletrônico.</p><p>H - H</p><p>O = O</p><p>N≡N</p><p>Também conhecida como ligação molecular, ocorre pelo compartilhamento de</p><p>elétrons entre átomos não metálicos ou, em alguns casos, com envolvimento de</p><p>semimetais. Esse tipo de ligação ocorre entre átomos de elementos com pouca ou</p><p>nenhuma diferença de eletronegatividade, portanto, com a tendência de ganhar ou</p><p>perder elétrons.</p><p>LIGAÇÃO COVALENTE DUPLA</p><p>Cada átomo dessa ligação</p><p>doa dois elétrons para</p><p>formar dois pares</p><p>eletrônicos. Em moléculas</p><p>maiores, pode ocorrer uma</p><p>ligação dupla e outras</p><p>simples.</p><p>LIGAÇÃO COVALENTE</p><p>TRIPLA</p><p>Cada átomo dessa ligação</p><p>doa três elétrons para</p><p>formar três pares</p><p>eletrônicos</p><p>Ligação covalente dativa: ocorre quando o átomo central se estabiliza antes de outro</p><p>ligado a ele. Essa ligação covalente não ocorre da mesma forma que nos tipos anteriores,</p><p>pois, assim, o átomo central excederia os oito elétrons da teoria do octeto.</p><p>Ligação metálica</p><p>São materias de propriedades metálicas que</p><p>contêm dois ou mais elementos metálicos,</p><p>podendo, em alguns casos, envolver semimetais</p><p>e não metais, porém, em pequenas quantidades</p><p>. Elas possuem propriedades diferentes dos</p><p>elementos que as originam, como diminuição ou</p><p>aumento da temperatura de fusão, aumento da</p><p>dureza e da resistência mecânica.</p><p>Diversas ligas têm ampla aplicação industrial e</p><p>doméstica. Dentre elas, o aço, que consiste</p><p>numa liga formada por ferro e carbono,</p><p>podendo receber pequenas porcentagens de</p><p>outros metais como cromo, níquel ou</p><p>manganês. Os vários tipos de aço diferem</p><p>quanto à porcentagem de carbono e outros</p><p>metais presentes na liga.</p><p>ID da imagem : 81714316</p><p>Polaridade dos compostos moleculares</p><p>• Quando os átomos ligantes são iguais, os elétrons compartilhados</p><p>tendem a ficar em região intermediária entre os dois átomos</p><p>(ligação apolar);</p><p>• Quando os átomos da ligação são diferentes, é comum o par</p><p>eletrônico ser atraído com maior intensidade por um dos seus</p><p>átomos (o mai eletronegativo), tornando a ligação covalente</p><p>polarizada.</p><p>Polaridade das ligações covalentes</p><p>Ligação entre átomos com</p><p>diferente eletronegatividade :</p><p>POLAR;</p><p>Ligação entre átomos de mesma</p><p>eletronegatividade: APOLAR</p><p>ID da imagem : 130476207</p><p>ID da imagem : 26072026</p><p>Polaridade das moléculas</p><p>Molécula POLAR:</p><p>somatório das forças</p><p>vetoriais resulta em valor</p><p>diferente de zero.</p><p>Molécula APOLAR: não</p><p>existe força resultante</p><p>ou por conter somente</p><p>ligações apolares ou</p><p>pelo somatório das</p><p>ligações polares se</p><p>anular</p><p>Para moléculas com mais de dois átomos precisa-se conhecer a distribuição espacial</p><p>(geometria molecular). Se o número de nuvens eletrônicas ao redor do átomo central</p><p>for igual ao número de grupos (ou átomos) iguais ligados a ele, então a molécula é</p><p>apolar.</p><p>Forças intermoleculares</p><p>• As ligações iônicas, covalentes e metálicas são, na verdade, forças que</p><p>atuam entre os átomos e os mantêm unidos. Elas também são chamadas</p><p>de forças intramoleculares. Porém, existem forças intermoleculares que</p><p>mantém as moléculas unidas. Essas forças explicam o fato de uma mesma</p><p>substância molecular ser encontrada em três estados (sólido, líquido e</p><p>gasoso).</p><p>• Quanto maior a força que une as moléculas, maior a tendência de elas</p><p>permanecerem, juntas. Assim, uma estrutura com moléculas fortemente</p><p>unidas caracteriza o estado sólidos. Se as forças intermoleculares forem</p><p>mais fracas, mas ainda assim mantiverem as moléculas com energia</p><p>cinética e vinculação entre elas, tem-se o estado líquido. Quando as forças</p><p>intermoleculares são quase nulas, as moléculas estão dotadas de grande</p><p>energia cinética, ou seja, alto grau de agitação, o que caracteriza o estado</p><p>gasoso.</p><p>Interações intermoleculares</p><p>Dipolo Induzido</p><p>Dipolo-dipolo</p><p>Dipolo permanente</p><p>Ligações de hidrogênio</p><p>Entre compostos</p><p>APOLARES</p><p>Entre compostos</p><p>POLARES que não</p><p>apresentam ligações</p><p>de hidrogênio</p><p>Entre compostos POLARES</p><p>H+F</p><p>H+O</p><p>H+N</p><p>+ FRACA</p><p>PE mais baixo</p><p>INTERMEDIÁRIA</p><p>PE intermediário</p><p>+ FORTE</p><p>PE mais alto</p><p>Forças intermoleculares</p><p>• Forças de Van Der Waals: também conhecidas como forças dipolo induzido-dipolo</p><p>induzido ou forças de London, ocorrem apenas entre moléculas APOLARES que</p><p>apresentam elétrons distribuídos uniformemente. Dessa maneira, pode ocorrer</p><p>em determinado momento, por ação de fatores como temperatura e pressão, o</p><p>acúmulo de elétrons ao redor de um dos átomos, provocando a formação de um</p><p>dipolo instantâneo na molécula. Essa deformação da nuvem eletrônica pode ser</p><p>explicada pela aproximação de duas ou mais moléculas, suficiente para criar um</p><p>dipolo induzido. São forças muito fracas e atuam entre as moléculas em</p><p>determinadas condições. Deixando de existir tais condições, essas forças</p><p>desaparecem.</p><p>• Forças dipolo permanente: Nas moléculas POLARES há dipolos permanentes, e</p><p>elas se orientam de forma que o polo positivo de uma molécula fique voltado para</p><p>o polo negativo de outra, tal qual ocorre entre ímãs que se atraem. Essas forças</p><p>são bem mais intensas quando comparadas às forças de Van Der Waals.</p><p>• Pontes de hidrogênio ou ligações de hidrogênio: As ligações de hidrogênio são um</p><p>caso particular de força dipolo permanente entre moléculas polares. São muito</p><p>mais intensas e ocorrem em estruturas que apresentam o hidrogênio ligado ao</p><p>flúor, ao oxigênio ou ao nitrogênio, ou seja, elementos muito eletronegativos.</p>