Química Geral: Átomos e Ligações

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Número Atômico (Z)

Indica a quantidade de prótons no núcleo do átomo e define o elemento químico. Exemplo: o Carbono sempre possui Z = 6, e o Oxigênio possui Z = 8.

Número de Massa (A)

É a soma de prótons e nêutrons no núcleo atômico (A = Z + N). Exemplo: o Urânio-235 possui 92 prótons e 143 nêutrons.

Isótopos

Átomos com mesmo número atômico (Z) e massas (A) distintas. Exemplo: Prótio (1H), Deutério (2H) e Trítio (3H), usados na composição da água e fusão nuclear.

Isóbaros

Átomos de elementos distintos que possuem a mesma massa (A). Exemplo: Carbono-14 (6 prótons, 8 nêutrons) e Nitrogênio-14 (7 prótons, 7 nêutrons).

Isótonos

Átomos com o mesmo número de nêutrons, mas números atômicos e de massa diferentes. Exemplo: Cloro-37 (17 prótons, 20 nêutrons) e Cálcio-40 (20 prótons, 20 nêutrons).

Espécies Isoeletrônicas

Átomos ou íons que possuem o mesmo número de elétrons. Exemplo: íon Sódio (Na+), íon Fluoreto (F-) e o gás Neônio (Ne), todos contendo 10 elétrons.

Modelo Atômico de Dalton

Descreve o átomo como uma esfera maciça, homogênea e indivisível (bola de bilhar). Exemplo histórico: explicou as leis ponderais das reações químicas de Lavoisier e Proust.

Modelo Atômico de Thomson

Esfera positiva incrustada de elétrons negativos (pudim de passas). Exemplo: descoberta dos elétrons a partir de experimentos com tubos de raios catódicos.

Modelo Atômico de Rutherford

Átomo nucleado com núcleo denso positivo e elétrons em órbita na eletrosfera. Exemplo: descoberto através do espalhamento de partículas alfa em folha de ouro.

Modelo Atômico de Bohr

Elétrons orbitam em níveis de energia quantizados. Exemplo: emissão de luz colorida em fogos de artifício quando elétrons excitados retornam ao estado fundamental.

Subníveis de Energia (s, p, d, f)

Regiões onde os elétrons se distribuem com capacidades máximas de 2, 6, 10 e 14 elétrons. Exemplo: o Ferro (Fe, Z=26) termina sua distribuição em 3d6.

Camada de Valência

Nível mais externo de elétrons de um átomo, responsável pelas ligações químicas. Exemplo: o Cloro possui 7 elétrons na camada de valência (nível 3).

Regra de Hund

Ao preencher orbitais de mesma energia, cada um recebe um elétron antes de emparelhar. Exemplo: a distribuição dos 3 elétrons no subnível 2p do Nitrogênio.

Princípio da Exclusão de Pauli

Dois elétrons em um mesmo átomo não podem ter os quatro números quânticos idênticos. Exemplo: em um mesmo orbital, os spins são obrigatoriamente opostos (+1/2 e -1/2).

Raio Atômico

Distância média do núcleo à camada de valência. Cresce para a esquerda e para baixo na tabela. Exemplo: o Césio (Cs) possui raio atômico muito maior que o Flúor (F).

Raio Iônico do Cátion

O cátion é sempre menor que seu átomo neutro de origem pela perda de elétrons. Exemplo: o íon Na+ é significativamente menor que o átomo neutro de Sódio (Na).

Raio Iônico do Ânion

O ânion é sempre maior que seu átomo neutro devido à repulsão eletrônica. Exemplo: o íon Cloreto (Cl-) possui raio maior do que o átomo neutro de Cloro (Cl).

Energia de Ionização

Energia mínima para remover um elétron de um átomo gasoso isolado. Exemplo: o Hélio (He) possui altíssima energia de ionização, enquanto o Frâncio (Fr) tem baixíssima.

Segunda Energia de Ionização

Sempre maior que a primeira, disparando quando atinge camada fechada. Exemplo: retirar o segundo elétron do Sódio (Na+) exige um salto imenso de energia.

Afinidade Eletrônica (Eletroafinidade)

Energia liberada quando um átomo gasoso recebe um elétron. Exemplo: o Cloro (Cl) possui uma das maiores afinidades eletrônicas, formando Cl- facilmente.

Eletronegatividade

Tendência de um átomo de atrair o par de elétrons em uma ligação covalente. Exemplo: o Flúor (F) é o elemento mais eletronegativo da tabela periódica.

Eletropositividade (Caráter Metálico)

Capacidade de perder elétrons, formando cátions. Cresce para a esquerda e para baixo. Exemplo: metais alcalinos como o Frâncio e Césio oxidam-se violentamente.

Metais Alcalinos (Grupo 1)

Elementos altamente reativos com 1 elétron de valência, reagindo vigorosamente com água. Exemplo: Sódio metálico (Na) e Potássio metálico (K).

Metais Alcalinoterrosos (Grupo 2)

Metais reativos com 2 elétrons de valência. Exemplo: Cálcio (Ca) presente no calcário (CaCO3) e Magnésio (Mg) usado em fitas pirotécnicas.

Halogênios (Grupo 17)

Ametais altamente eletronegativos com 7 elétrons de valência. Exemplo: Cloro (Cl2) usado em desinfecção e Iodo (I2) usado como antisséptico.

Gases Nobres (Grupo 18)

Elementos estáveis com octeto completo e baixa reatividade química. Exemplo: Argônio (Ar) em lâmpadas incandescentes e Hélio (He) em balões meteorológicos.

Metais de Transição (Bloco d)

Metais com subnível d incompleto, duros e com múltiplos estados de oxidação. Exemplo: Ferro (Fe) em vigas de aço e Cobre (Cu) em fios elétricos.

Regra do Octeto

Tendência dos átomos de adquirir estabilidade com 8 elétrons na camada de valência. Exemplo: átomos de Neônio já nascem estáveis com 8 elétrons externos.

Exceção do Octeto: Expansão

Elementos a partir do 3º período que acomodam mais de 8 elétrons na valência. Exemplo: Hexafluoreto de enxofre (SF6), onde o Enxofre fica com 12 elétrons.

Exceção do Octeto: Contração

Moléculas estáveis com menos de 8 elétrons na camada de valência. Exemplo: Trifluoreto de Boro (BF3), onde o Boro se estabiliza com apenas 6 elétrons.

Ligação Iônica

Transferência definitiva de elétrons entre metais e ametais gerando atração eletrostática. Exemplo: Cloreto de Sódio (NaCl, sal de cozinha).

Propriedades dos Compostos Iônicos

Altos pontos de fusão e condução elétrica apenas fundidos ou em solução aquosa. Exemplo: NaCl sólido é isolante, mas NaCl dissolvido em água conduz corrente.

Reticulado Cristalino Iônico

Arranjo geométrico tridimensional rígido de cátions e ânions alternados. Exemplo: cristais cúbicos de Fluorita (CaF2) e Halita (NaCl).

Ligação Covalente Simples

Compartilhamento de um único par de elétrons entre átomos ametais. Exemplo: Gás Hidrogênio (H2) e a molécula de Água (H2O).

Ligação Covalente Dupla

Compartilhamento de dois pares de elétrons (uma ligação sigma e uma pi). Exemplo: Gás Oxigênio (O=O) e Dióxido de Carbono (O=C=O).

Ligação Covalente Tripla

Compartilhamento de três pares de elétrons (uma ligação sigma e duas pi). Exemplo: Gás Nitrogênio (N2) presente em 78% do ar atmosférico e Acetileno (C2H2).

Ligação Covalente Dativa (Coordenada)

Ligação covalente onde o par compartilhado provém inteiramente de um único átomo. Exemplo: íon Amônio (NH4+) formado pelo par isolado da Amônia (NH3) com H+.

Ligação Metálica

Cátions metálicos imersos em um mar deslocalizado de elétrons livres. Exemplo: barras de Cobre (Cu), Alumínio (Al) e Ouro puro (Au).

Condutividade Elétrica de Metais

Capacidade de conduzir corrente elétrica no estado sólido graças aos elétrons livres. Exemplo: fiação elétrica residencial feita de Cobre.

Maleabilidade e Ductilidade

Capacidade dos metais de serem moldados em lâminas e puxados em fios sem quebrar. Exemplo: folhas de Ouro finíssimas e fios de Alumínio.

Ligas Metálicas

Misturas homogêneas contendo pelo menos um metal, aprimorando propriedades. Exemplo: Bronze (Cobre + Estanho) e Latão (Cobre + Zinco).

Ligação Covalente Apolar

Compartilhamento simétrico de elétrons entre átomos de mesma eletronegatividade. Exemplo: Gás Cloro (Cl2) e Molécula de Oxigênio (O2).

Ligação Covalente Polar

Compartilhamento desigual de elétrons gerando polos parciais positivo e negativo. Exemplo: Ácido Clorídrico (HCl), onde o Cloro atrai mais a densidade eletrônica.

Momento Dipolar Resultante

Soma vetorial dos dipolos de ligação que determina a polaridade da molécula inteira. Exemplo: CO2 tem momento nulo (apolar); H2O tem momento diferente de zero (polar).

Geometria Molecular Linear

Molécula com ângulo de 180 graus entre as ligações sem elétrons livres no átomo central. Exemplo: Gás Carbônico (CO2) e Cianeto de Hidrogênio (HCN).

Geometria Molecular Angular

Forma em que pares isolados no átomo central repelem as ligações, fechando o ângulo. Exemplo: Água (H2O, ~104,5°) e Dióxido de Enxofre (SO2).

Geometria Trigonal Plana

Três átomos ligados ao átomo central sem elétrons livres residuais (ângulos de 120°). Exemplo: Trifluoreto de Boro (BF3) e Formaldeído (CH2O).

Geometria Piramidal

Três átomos ligados ao central com um par de elétrons não ligante repelindo as ligações. Exemplo: Amônia (NH3), usada em produtos de limpeza e fertilizantes.

Geometria Tetraédrica

Quatro ligantes arranjados em ângulos de aproximadamente 109,5° ao redor do centro. Exemplo: Gás Metano (CH4, principal componente do gás natural).

Ligações de Hidrogênio

Atração intermolecular forte entre H ligado a F, O ou N e outro par isolado. Exemplo: pontes de hidrogênio entre moléculas de água e nas fitas do DNA.

Interação Dipolo-Dipolo

Força atrativa entre os polos permanentes de moléculas polares. Exemplo: atração mútua entre moléculas de Cloreto de Hidrogênio gasoso (HCl).

Forças de London (Dipolo Induzido)

Interações fracas e instantâneas que atuam em todas as moléculas, especialmente apolares. Exemplo: forças que mantêm o Gás Hélio ou Gás Metano liquefeitos a baixas temperaturas.