Química Geral: Atomística, Tabela Periódica e Ligações

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O que é o átomo?

Unidade fundamental da matéria, composta por um núcleo central com prótons e nêutrons, cercado por uma eletrosfera com elétrons.

Próton

Partícula subatômica com carga elétrica positiva (+1) localizada no núcleo atômico. Define o número atômico (Z) do elemento.

Nêutron

Partícula subatômica sem carga elétrica (neutra) situada no núcleo, responsável por estabilizar a repulsão entre prótons.

Elétron

Partícula subatômica com carga negativa (-1) e massa desprezível, orbitando o núcleo atômico na eletrosfera.

Número atômico (Z)

Quantidade de prótons no núcleo de um átomo. Exemplo: o carbono possui Z = 6, pois tem exatamente 6 prótons.

Número de massa (A)

Soma do número de prótons (Z) e de nêutrons (N) no núcleo. Fórmula: A = Z + N.

O que são isótopos?

Átomos com o mesmo número atômico (prótons), mas diferentes números de massa. Exemplo: Carbono-12 e Carbono-14.

O que são isóbaros?

Átomos que possuem o mesmo número de massa (A), mas números atômicos (Z) diferentes. Exemplo: Carbono-14 e Nitrogênio-14.

O que são isótonos?

Átomos que possuem o mesmo número de nêutrons, mas diferentes números atômicos e de massa. Exemplo: Boro-11 e Carbono-12.

O que são espécies isoeletrônicas?

Átomos ou íons que possuem a mesma quantidade de elétrons. Exemplo: o íon Na⁺ (10 elétrons) e o gás Ne (10 elétrons).

Cátion

Íon com carga positiva formado pela perda de elétrons. Exemplo: Na⁺ perdeu 1 elétron, comum em processos biológicos como a condução nervosa.

Ânion

Íon com carga negativa formado pelo ganho de elétrons. Exemplo: Cl⁻ ganhou 1 elétron, essencial para o balanço hídrico corporal.

Modelo Atômico de Dalton

Primeiro modelo científico; descrevia o átomo como uma esfera maciça, indivisível e indestrutível ('bola de bilhar').

Modelo Atômico de Thomson

Esfera positiva contínua incrustada de elétrons com carga negativa ('pudim de ameixas'); comprovou a divisibilidade do átomo.

Modelo Atômico de Rutherford

Modelo planetário; núcleo pequeno, denso e positivo, rodeado por uma eletrosfera vazia onde os elétrons orbitam.

Modelo Atômico de Bohr

Elétrons giram em órbitas circulares quantizadas de energia fixa; ao absorver energia saltam de nível e ao retornar emitem luz.

Princípio da Incerteza de Heisenberg

É impossível determinar simultaneamente e com precisão absoluta a posição e o momento linear (velocidade) de um elétron.

Orbital atômico

Região do espaço ao redor do núcleo onde a probabilidade de encontrar um elétron é máxima.

Diagrama de Linus Pauling

Método para distribuição eletrônica seguindo a ordem crescente de energia dos subníveis: s, p, d, f.

Camada de valência

Camada eletrônica mais externa de um átomo, determinante na formação de ligações químicas e propriedades de reatividade.

Como os elementos são organizados na Tabela Periódica moderna?

Em ordem crescente de seus números atômicos (Z), agrupados em períodos (linhas horizontais) e famílias (colunas verticais).

Períodos da Tabela Periódica

As 7 linhas horizontais que indicam a quantidade de níveis eletrônicos (camadas) que os átomos do elemento possuem.

Grupos ou Famílias da Tabela Periódica

As 18 colunas verticais que reúnem elementos com propriedades químicas semelhantes e igual número de elétrons na camada de valência.

Metais alcalinos (Grupo 1)

Metais muito reativos e moles, com 1 elétron na valência. Exemplo: Sódio (Na) e Lítio (Li), usados em baterias recarregáveis.

Metais alcalinoterrosos (Grupo 2)

Metais reativos com 2 elétrons de valência. Exemplo: Cálcio (Ca) e Magnésio (Mg), cruciais na estrutura de ossos e clorofila.

Halogênios (Grupo 17)

Elementos altamente eletronegativos e reativos, precisando de 1 elétron para se estabilizar. Exemplo: Cloro (Cl) e Flúor (F).

Gases Nobres (Grupo 18)

Elementos com camada de valência completa (estabilidade natural), baixa reatividade. Exemplo: Hélio (He) e Argônio (Ar).

Metais de transição

Elementos dos grupos 3 a 12 com subnível d incompleto; possuem alta dureza, condutividade e formam compostos coloridos. Exemplo: Ferro (Fe).

Raio atômico

Distância entre o núcleo e a borda da eletrosfera; aumenta de cima para baixo nos grupos e da direita para a esquerda nos períodos.

Energia de ionização

Energia mínima necessária para remover um elétron de um átomo neutro no estado gasoso; cresce para a direita e para cima na tabela.

Eletronegatividade

Tendência de um átomo de atrair elétrons em uma ligação química. O Flúor (F) é o elemento mais eletronegativo da tabela.

Eletropositividade (Caráter metálico)

Capacidade de um átomo de perder elétrons; aumenta para a esquerda e para baixo na tabela periódica.

Afinidade eletrônica

Energia liberada quando um átomo neutro no estado gasoso recebe um elétron para formar um ânion.

Regra do Octeto

Os átomos tendem a ganhar, perder ou compartilhar elétrons para atingir a configuração estável de 8 elétrons na camada de valência.

Ligação Iônica

Ligação formada pela transferência definitiva de elétrons entre um metal (que doa) e um ametal (que recebe). Exemplo: NaCl.

Principais propriedades dos compostos iônicos

Altos pontos de fusão e ebulição, estruturas cristalinas duras e quebradiças, e conduzem corrente quando fundidos ou em solução aquosa.

Ligação Covalente

Compartilhamento de pares de elétrons entre átomos ametálicos para alcançar a estabilidade eletrônica. Exemplo: Água (H₂O).

Ligação Covalente Simples

Compartilhamento de apenas um par de elétrons entre dois átomos. Exemplo: molécula de gás hidrogênio (H-H).

Ligação Covalente Dupla

Compartilhamento de dois pares de elétrons entre dois átomos. Exemplo: gás oxigênio (O=O).

Ligação Covalente Tripla

Compartilhamento de três pares de elétrons entre átomos. Exemplo: molécula de gás nitrogênio (N≡N), que confere alta estabilidade.

Ligação Covalente Dativa (Coordenada)

Ocorre quando o par compartilhado é fornecido inteiramente por apenas um dos átomos ligantes. Exemplo: íon amônio (NH₄⁺).

Ligação Covalente Polar

Compartilhamento desigual de elétrons devido à diferença de eletronegatividade entre os átomos. Exemplo: HCl.

Ligação Covalente Apolar

Compartilhamento equilibrado de elétrons entre átomos com mesma ou similar eletronegatividade. Exemplo: Cl₂ ou CH₄.

Ligação Metálica

União de cátions metálicos imersos em um 'mar de elétrons deslocalizados', conferindo alta condutividade térmica e elétrica.

Maleabilidade e Ductilidade

Propriedades metálicas que permitem deformar metais em lâminas (maleabilidade) ou puxá-los em fios finos (ductilidade).

O que determina a geometria molecular?

A repulsão entre os pares de elétrons (ligantes e não ligantes) na camada de valência do átomo central (teoria VSEPR).

Geometria Linear

Molécula formada por 2 ou 3 átomos sem pares livres no átomo central com ângulo de 180°. Exemplos: HCl e CO₂.

Geometria Angular

Molécula triatômica onde o átomo central possui pares eletrônicos livres que empurram os ligantes. Exemplo: H₂O (ângulo ~104,5°).

Geometria Trigonal Plana

Molécula com átomo central ligado a 3 outros átomos sem elétrons livres residuais, com ângulos de 120°. Exemplo: BF₃.

Geometria Tetraédrica

Molécula com átomo central ligado a 4 átomos com ângulos de 109,5°. Exemplo clássico: metano (CH₄).

Geometria Piramidal

Molécula com átomo central ligado a 3 átomos e com 1 par de elétrons livres que deforma a estrutura. Exemplo: Amônia (NH₃).

Dipolo Induzido - Dipolo Induzido (Forças de London)

Interação intermolecular mais fraca que ocorre entre moléculas apolares devido a flutuações temporárias de elétrons. Exemplo: O₂.

Dipolo Permanente - Dipolo Permanente

Interação intermolecular que ocorre entre moléculas polares, onde extremidades com cargas opostas se atraem. Exemplo: HCl.

Ligação de Hidrogênio

Força intermolecular intensa entre o átomo de hidrogênio e átomos altamente eletronegativos e pequenos (F, O ou N). Exemplo: H₂O.

Por que o gelo flutua na água líquida?

As ligações de hidrogênio na água sólida formam uma rede cristalina aberta e menos densa do que o estado líquido.