A Quimica Geral

Resumo de Química Geral - 1º Prova

Raio atômico: é a distância entre o núcleo de um átomo até seu elétron mais externo.

• O raio atômico cresce à medida que caminhamos para esquerda e para baixo na tabela periódica.

[pic 1]

Raio Iônico: É o raio de íons como o S2-.

• Os cátions doam seus elétrons de valência, isso faz com que o número de níveis de energia de sua eletrosfera reduza. Sendo assim à distância entre o núcleo atômico e a camada de valência do cátion fica menor, diminuindo seu raio. Observe:

12Mg – 1s2 2s2 2p6 3s2 (3 níveis de energia)

12Mg2+ – 1s2 2s 2 2p6(2 níveis de energia)

• Os ânions recebem elétrons em sua camada de valência, logo a atração nuclear sobre os elétrons excedentes é menos intensa, isso faz com que exista uma redistribuição da força de atração nuclear fazendo com que à distância entre o núcleo e os elétrons de valência aumente, aumentando o valor do raio.

8O  - 1s2 2s2 2p4 (2 níveis de energia)

8O2-  - 1s2 2s2 2p6 (2 níveis de energia)

Eletronegatividade: é a capacidade de um átomo de atrair os elétrons de uma reação.

• Valores de eletronegatividades aumentam de esquerda para direita e de baixo para cima.
• Os ametais são mais eletronegativos do que os metais.
• Os gases nobres não entram nessa classificação.

[pic 2]

Energia de ionização: é a energia necessária para formar um íon positivo mediante a eliminação do elétron que se encontra menos ligado ao núcleo.

• Os elementos de mesma família tem energia de ionização semelhante, embora diminua levemente conforme se avança para baixo na tabela.
• Em um período a energia e ionização tende a crescer, no inicio do período estão os elementos que se ionizam mais facilmente (metais), e no final estão os elementos de ionização mais difíceis (ametais).
• Os átomos com maior raio são mais fáceis de serem ionizados.

[pic 3]

Ligação iônica: tipo de ligação que ocorre entre metais e ametais.

• Nessa ligação não há compartilhamento de elétrons.
• Um átomo doa os elétrons para o outro a fim de completar o octeto.

[pic 4]

Ligação covalente: tipo de ligação que ocorre quando existe um compartilhamento de elétrons.

[pic 5] 

Ela pode ser polar ou apolar.

• Polar: ligação entre átomos com carga parcial diferente.

+                      -

[pic 6]

• Apolar: ligação entre átomos com mesma carga parcial.

+                  +

[pic 7]

Ligação dativa: é um tipo de ligação que um átomo já esta com o octeto completo e compartilha o tanto de elétrons necessários para o outro átomo completar o octeto. Os elétrons provem apenas de um átomo.

[pic 8]SO2

Polaridades de moléculas: é para verificar se a molécula é polar ou apolar

1. Verifique quantos átomos são repetidos na molécula.
2. Some os pares de elétrons da molécula.
3. Se o resultado de átomos repetidos for igual ao numero de pares de elétrons da molécula, ela será apolar. Se não, a molécula será polar.

EX:

[pic 9]2 átomos iguais/ 4 pares de elétrons

Logo, 2 é diferente de 4, então a molécula é polar.

Carga formal: É a carga que um átomo teria se todos os pares de elétrons ligantes estivessem igualmente compartilhados. Calcula-se a carga formal de um átomo da seguinte maneira.

1. Número de elétrons de valência no átomo isolado.
2. (-) menos.
3. Número de elétrons atribuídos ao átomo na estrutura de Lewis.

EX:

[pic 10]Carga do carbono = 4 – 5 = - 1.

Carga do nitrogênio = 5 – 5 = 0.

Como montar a forma de Lewis em íons

A fórmula do íon de nitrito é NO2-

•Passo um: Escolher o átomo central. Existe só um átomo de nitrogênio, e é o átomo com menos eletronegatividade, pelo que é o átomo central por critérios múltiplos.

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