Referências bibliográficas.

https://www.blogger.com/blogger.g?blogID=8437156523548851803#editor/target=post;postID=2175643710562059351

https://brasilescola.uol.com.br/quimica/geometria-molecular.htm

https://www.coladaweb.com/quimica/quimica-geral/balanceamento-de-equacoes

https://www.coladaweb.com/quimica/quimica-geral/numero-atomico-numero-massa

https://www.coladaweb.com/quimica/quimica-geral/distribuicao-eletronica

https://www.coladaweb.com/quimica/fisico-quimica/modelos-atomicos

https://exercicios.mundoeducacao.bol.uol.com.br/exercicios-fisica/exercicios-sobre-modelos-atomicos.htm

https://exercicios.mundoeducacao.bol.uol.com.br/exercicios-quimica/exercicios-sobre-modelos-atomicos.htm#questao-655

Exercícios sobre Modelos atômicos - B
Exercícios sobre Propriedades Periódicas - Brasil Escolarasil Escola

Exercícios sobre Propriedades Periódicas - Brasil Escola
https://exercicios.brasilescola.uol.com.br/exercicios-quimica/exercicios-sobre-eletroafinidade-ou-afinidade-eletronica.htm#resp-4
https://exercicios.brasilescola.uol.com.br/exercicios-quimica/exercicios-sobre-eletroafinidade-ou-afinidade-eletronica.htm#resp-3

Geometria molecular

Geometria molecular é o formato que uma molécula assume no espaço em virtude do posicionamento de seus átomos em torno de um átomo central.

Geometria molecular é o formato adotado por uma molécula constituída por ligação covalente no plano espacial. Essa forma baseia-se na maneira como os átomos que compõem a molécula, que deve apresentar mais de dois átomos, estão dispostos em torno do átomo central.

A disposição dos átomos em uma molécula está baseada na teoria da repulsão de pares eletrônicos (TREPV), que afirma que os elétrons presentes nas nuvens eletrônicas ao redor de um átomo central repelem-se (afastam-se), alterando o posicionamento dos átomos, determinando, assim, a geometria molecular.

Obs.: Nuvem eletrônica é o par de elétrons formado por uma ligação entre dois átomos ou entre elétrons da camada de valência do átomo central que não estejam participando de uma ligação química.

Geometria linear, angular, trigonal plana, tetraédrica, bipiramidal, octaédrica são exemplos de geometrias moleculares. Para facilitar a determinação da geometria das moléculas de uma substância, o químico inglês Ronald James Gillespie criou, em 1954, algumas regras baseadas na TREPV, que serão descritas abaixo.

1- Geometria linear

Modelo-padrão de representação de geometria linear

Essa geometria molecular ocorre quando há uma molécula diatômica (dois átomos) ou triatômica (três átomos) na qual o átomo central está ligado diretamente a outros dois átomos. No caso da molécula triatômica, não há nuvem eletrônica não ligante.

Exemplo 1: Iodo (I₂)

Fórmula estrutural do I₂

Exemplo 2: Dissulfeto de carbono (CS₂)

Fórmula estrutural do CS₂

Na molécula do CS₂, há três átomos: um átomo de carbono ligado a dois átomos de enxofre. Nessa estrutura, todos os quatro elétrons da camada de valência do carbono estão participando das ligações químicas.

2- Geometria angular

Modelo-padrão de representação de geometria angular

Essa geometria molecular ocorre quando há uma molécula triatômica (três átomos) cujo átomo central liga-se diretamente a dois outros átomos. Essa ligação apresenta, obrigatoriamente, uma ou duas nuvens eletrônicas não ligantes.

Exemplo: Água (H₂O)

Fórmula estrutural de H₂O

Na molécula de H₂O , há três átomos: um átomo de oxigênio ligado a dois átomos de hidrogênio. Nessa formação, apenas dois dos seis elétrons da camada de valência do oxigênio estão participando das ligações químicas. Logo, há duas nuvens não ligantes.

3- Geometria trigonal plana

Modelo-padrão de representação de geometria trigonal plana

Essa geometria molecular ocorre quando se tem uma molécula tetratômica (quatro átomos) na qual o átomo central liga-se diretamente a três outros átomos. Nessa estrutura, não há nuvem eletrônica não ligante.

Exemplo: Tri-hidreto de boro (BH₃)

Fórmula estrutural do BH₃

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A molécula do BH₃ é formada por quatro átomos: um átomo de boro ligado a três átomos de hidrogênio. Nessa molécula, todos os três elétrons da camada de valência do boro estão participando das ligações químicas.

4- Geometria piramidal

Modelo-padrão de representação de geometria piramidal

Essa geometria molecular ocorre quando há uma molécula tetratômica (quatro átomos) cujo átomo central liga-se diretamente a três outros átomos. Essa estrutura apresenta, obrigatoriamente, uma nuvem eletrônica não ligante.

Exemplo: Hidreto de fósforo (PH₃)

Fórmula estrutural do PH₃

Na molécula do PH₃, há quatro átomos: um átomo de fósforo ligado a três átomos de hidrogênio. Nessa formação, apenas três dos cinco elétrons da camada de valência do fósforo estão participando das ligações químicas. Logo, há uma nuvem não ligante.

5- Geometria tetraédrica

Modelo-padrão de representação de geometria tetraédrica

Essa geometria molecular ocorre quando há uma molécula pentatômica (cinco átomos) cujo átomo central, que não apresenta nuvem eletrônica não ligante, liga-se diretamente a quatro outros átomos.

Exemplo: Tetra-hidreto de silício (SiH₄)

Fórmula estrutural do SiH₄

Na molécula do SiH₄, há cinco átomos: um átomo de silício ligado a quatro átomos de hidrogênio. Todos os quatro elétrons da camada de valência do silício estão participando das ligações químicas.

6- Geometria bipiramidal

Modelo-padrão da representação de uma geometria bipiramidal

Essa geometria molecular ocorre quando há uma molécula hexatômica (seis átomos) cujo átomo central liga-se diretamente a cinco outros átomos. Nesse caso, não há nuvem eletrônica não ligante.

Exemplo: Penta-hidreto de fósforo (PH₅)

Fórmula estrutural do PH₅

Na molécula do PH₅, há seis átomos: um átomo de fósforo ligado a cinco átomos de hidrogênio. Todos os cinco elétrons da camada de valência do fósforo estão participando das ligações químicas.

7- Geometria octaédrica

Modelo-padrão de representação de geometria octaédrica

Essa geometria molecular ocorre quando há uma molécula heptatômica (sete átomos) na qual o átomo central liga-se diretamente a seis outros átomos. Nesse caso, não há nuvem eletrônica não ligante.

Exemplo: Hexafluoreto de enxofre (SF₆)

Fórmula estrutural do SF₆

Na molécula do SF₆, há sete átomos: um átomo de enxofre ligado a seis átomos de flúor. Todos os seis elétrons da camada de valência do enxofre estão participando das ligações químicas.

Por : Diogo Lopes Dias

Balanceamento de Equações Químicas

Para o correto balanceamento de equações químicas, o número de átomos de cada elemento nas substâncias reagentes tem de ser igual ao número de átomos desses mesmos elementos nas substâncias obtidas.

Às vezes, ao escrever uma reação, o número de átomos dos reagentes difere do número de átomos dos produtos. Nesse caso, a equação não se encontra balanceada.

Para balancear uma equação química, devem ser atribuídos valores numéricos, escritos à esquerda da fórmula, a cada substância participante. Esses números são denominados coeficientes estequiométricos.

O balanceamento da equação pode ser feito por dois métodos.

Balanceamento por tentativas

Como seu próprio nome indica, trata-se de atribuir coeficientes aos reagentes e aos produtos para que de ambos os lados haja o mesmo número de átomos de cada elemento.

Ao analisar a equação da reação entre zinco e ácido clorídrico, por exemplo:

Zn + HCI → ZnCI₂ + H₂

pode-se observar que:

• Zn – há um átomo em cada membro da equação; está balanceado.
• H – há um átomo à esquerda e dois à direita; não está balanceado.
• Cl – há um átomo à esquerda e dois à direita; não está balanceado.

Para balancear a reação, colocar-se coeficiente dois no HCI. Dessa forma o H e o Cl ficam balanceados.

A equação balanceada é:

Zn + 2 HCI → ZnCI₂ + H₂

É importante observar que, ao balancear uma equação química não se modificam as fórmulas das substâncias envolvidas.

Passo a passo

Uma maneira prática de se efetuar o balanceamento por tentativas consiste em colocar coeficiente um na fórmula (molécula, íon) que apresenta o maior número de átomos aglomerados. Com base no coeficiente colocado, procede-se ao acerto dos demais. Exemplo:

C₂H₆O + O₂ → CO₂ + H₂O

• Atribui-se coeficiente 1 ao C₂H₆O, porque essa é a substância que apresenta o maior aglomerado de átomos:

1 C₂H₆O + O₂ → CO₂ + H₂O

• Como do lado esquerdo da reação aparecem 2 átomos de carbono e 6 átomos de hidrogênio e do lado direito aparecem 1 átomo de carbono no CO₂ e dois átomos de hidrogênio no H₂O, deve-se acertar os coeficientes dessas substâncias:

1 C₂H₆O + O₂ → 2 CO₂ + 3 H₂O

• Por último, conta-se o número de átomos de oxigênio nos produtos da reação (4 + 3 = 7) e acerta-se o coeficiente do O₂ nos reagentes:

1 C₂H₆O + 3 O₂ → 2 CO₂ + 3 H₂O1 oxigênio + 6 oxigênio = 7 oxigênios

O coeficiente 1 do álcool deve ser omitido.

Método algébrico de balanceamento

No método algébrico de balanceamento, escreve-se a equação química e atribuem-se, a cada substância, coeficientes genéricos. O princípio de conservação do número de átomos de cada elemento proporciona uma equação algébrica para cada um deles.

Zn(s) + HCI(aq) → ZnCI₂(aq) + H₂(g)

O método envolve as seguintes etapas:

• Equação não-balanceada:

Zn(s) + HCI(aq) → ZnCI₂(aq) + H₂(g)

• Equação com coeficientes genéricos:

a Zn(s) + b HCI(aq) → c ZnCI₂(aq) + d H₂(g)

• Equações algébricas para cada elemento. Ex: temos a Zn no reagente e c Zn no produto, então Zn: a = c. Faça o mesmo com todos os elementos:

Zn: a = c
Cl: b = 2 c 
H: b = 2 d

• Atribuição de um valor arbitrário a um dos coeficientes para resolver o sistema de equações. Suponha-se, por exemplo, a = 1. Então, c = 1, b = 2 e d = 1. A equação balanceada fica:

1 Zn(s) + 2 HCI(aq) → 1 ZnCI₂(aq) + 1 H₂(g)

Como não se usa o coeficiente 1, fica:

Zn(s) + 2 HCI(aq) → ZnCI₂(aq) + H₂(g)

Exercício resolvido

Balancear a reação: C₂H₆ + O₂ → CO₂ + H₂O

Deve-se colocar um 2 como coeficiente do CO₂ para balancear os carbonos e um 3 como coeficiente do H₂O para balancear os hidrogénios.

C₂H₆ + O₂ → 2 CO₂ + 3 H₂O

Então, para balancear o oxigênio, é necessário atribuir-lhe o coeficiente 7/2.

C₂H₆ + 7/2 O₂ → 2 CO₂ + 3 H₂O

A fim de balancear a equação usando somente números inteiros, deve-se multiplicar todos os coeficientes por 2:

2 C₂H₆ + 7 O₂ → 4 CO₂ + 6 H₂O

Por: Paulo Magno Torres

O tamanho dos átomos

1 u = 1 unidade de massa atômica

Como um angstrom (Å) vale 00000000001 m (10^-10 m), pode-se usar essa unidade de medida para medir os raios do núcleo e do átomo.

Raio do núcleo (r_n) = 10^-4 Å.

Raio do átomo (r_a) = 1 Å.

A massa atômica

Já se conhecem as partículas que fazem parte do átomo. Como fazer para estimar a sua massa? Em que unidade ela pode ser medida? Expressar as massas dos átomos em gramas não parece adequado, uma vez que essa unidade é muito grande para uma partícula tão pequena e tão leve quanto o átomo.

Definiu-se, então, uma nova unidade, a unidade de massa atômica (u). A unidade de massa atômica (u) equivale a um doze avos da massa do carbono de número de massa 12. A unidade de massa atômica é praticamente a massa de um próton.

Massas e cargas dos constituintes do átomo, tomando como unidade de carga elétrica a do elétron, 16 . 10-19 C.

Por: Paulo Magno da Costa Torres

Exemplo de distribuição eletrônica:

Átomo de ferro (Z=26).

Solução:

Escrevendo na ordem de preenchimento (energética), temos:

1s²   2s²   2p⁶   3s²   3p⁶   4s²   3d⁶

Escrevendo na ordem de camada (geométrica):

K:  1s²
L:   2s²   2p⁶
M:  3s²   3p⁶   3d⁶
N:  4s²

K	L	M	N
2	8	13	2

Número Atômico e Número de Massa

Os modelos atômicos propostos indicam que os átomos diferem entre si pelo número de prótons, nêutrons e elétrons que contêm. Para identificar o número dessas partículas, são determinados o número de massa e o número atômico.

As massas atômicas são determinadas por comparação das massas dos átomos com um padrão de massas que equivale a 1/12 da massa do átomo de carbono. O valor numérico da massa atômica é muito próximo do valor do número de massa.

O número de massa e o número atômico

Um átomo pode ser definido mediante dois números:

• O número atômico, cujo símbolo é Z, é o número de prótons que tem um átomo. Como o átomo isolado é neutro, o número de prótons coincide com o número de elétrons.

Z = número de prótons = número de elétrons (para um átomo neutro)

• O número de massa, cujo símbolo é A, é o número de partículas que tem um átomo em seu núcleo. É a soma de prótons e nêutrons.

A = número de massa = número de prótons + número de nêutrons
A = Z + N

O que realmente identifica o elemento a que pertence o átomo é o número atômico (Z). O valor de A é útil, mas não identifica de que elemento é o átomo em questão.

Representação abreviada dos átomos

Como saber se dois átomos são do mesmo elemento ou de elementos diferentes?

Se dois átomos têm o mesmo número atômico, isto é, o mesmo número de prótons em seu núcleo, pode-se afirmar que são do mesmo elemento. Assim, a atual definição de elemento químico diz que elemento químico é um conjunto de átomos que têm o mesmo número atômico.

Para indicar os números atômico e de massa de um elemento de maneira abreviada, deve-se representar o número atômico como um índice subscrito à esquerda do símbolo e o número de massa como um índice sobrescrito também à esquerda do símbolo.

Notação da configuração eletrônica

Escreve-se o número quântico principal antes da letra indicativa do subnível, a qual possui um “expoente” que indica o número de elétrons contidos nesse subnível.

Exemplo: 3p⁵

Significado: Na camada M (número quântico prin­cipal = 3), existe o subnível p, contendo 5 elétrons.

Para se dar a configuração eletrônica de um átomo, colocam-se os elétrons, primeiramente, nos subníveis de menor energia (estado fundamental).

Exemplo: Na (Z = 11)

Na: 1s² 2s² 2p⁶ 3S¹

Deve-se observar a ordem energética dos subníveis de energia, que infelizmente não é igual à ordem geométrica. Isso porque subníveis de níveis superiores po­dem ter menor energia total do que subníveis inferiores.

Resumindo:

Método gráfico para ordenação dos subníveis

Descendo as diagonais, a ener­gia vai aumentando (Diagrama de Linus Pauling).

Ordem energética dos subníveis:

1s – 2s – 2p – 3s – 3p – 4s – 3d – 4p – 5s – 4d – 5p – 6s – 4f – 5d – 6p – 7s – 5f – 6d – 7p

Agora vamos falar sobre algo muito importate na química geral esse é o conteúdo mais estudado no ensino médio...

Distribuição Eletrônica

Nos elementos químicos conhecidos, os átomos po­dem distribuir-se em 7 níveis de energia (contendo elétrons) que são re­presentados, em sequência, a partir do núcleo, pelas letras K, L, M, N, O, P, Q ou pelos números 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7.

Estes números são chamados de números quânticos principais, eles representam a aproximada dis­tância do elétron ao núcleo, como também a energia do elé­tron. Se um elétron tem número quântico principal igual a 3, ele pertence à camada M e tem a energia desse nível.

Exemplo:

Represente, esquematicamente, o átomo de número atômico 17 e número de massa 35.

Temos:                        Nº de prótons: Z = 17
Z = 17                         Nº de elétrons: Z = 17
A = 35                         Nº de nêutrons N = A – Z = 35 – 17 = 18

Distribuição eletrônica:

Camada de valência

O nível de energia mais externo do átomo é denomi­nado camada de valência. Assim, no átomo do exemplo anterior é a camada M. Ela pode conter, no máximo, 8 elétrons.

Subníveis de energia

Verificou-se que a radiação correspondente à energia liberada, quando um elétron passa de um nível de energia mais afastado para outro mais próximo do núcleo, é, na realidade, a composição de várias ondas luminosas mais simples. Conclui-se, então, que o elétron percorre o ca­minho “aos pulinhos’, isto é, os níveis de energia subdividem-se em subníveis de energia.

Nos átomos dos elementos conhecidos, podem ocor­rer 4 tipos de subníveis, designados sucessivamente pe­las letras s (“sharp”), p (“principal”), d (“diffuse”) e f (“fundamental”).

O número máximo de elétrons distribuído em cada subnível é:

s	p	d	f
2	6	10	14