Forças Intermoleculares

As interações de moléculas decorrem da existência de forças denominadas intermoleculares; essas forças definem as propriedades físicas das substâncias. São genericamente denominadas forças de Van der Waals em homenagem ao físico holandês Johannes Van der Waals que, em 1873, propôs a existência dessas forças.

TIPOS DE FORÇAS INTERMOLECULARES

FORÇA DIPOLO INDUZIDO-DIPOLO INDUZIDO 

Também conhecida como força de London ou também de força de Van der Wals, é o único tipo de força que acorrem entre substâncias apolares. Quando há aproximação entre duas moléculas apolares, os elétrons da camada de valência de uma passam a sofrer influencias do núcleo da outra molécula vizinha. Assim, há um deslocamento de elétrons que geram dipolos induzidos que não existiriam nas moléculas isoladas, esses dipolos provocam a atração elétrica entre as moléculas.

FORÇA DIPOLO PERMANENTE- DIPOLO PERMANENTE 

Sabemos que as moléculas são eletricamente neutras, no entanto, em muitas moléculas (polares) há a existências de dipolos elétricos permanentes e por isso há interação eletrostática entre elas. A “parte” (pólo) positiva de uma molécula é atraída pela “parte” negativa da outra e assim sucessivamente. Veja o exemplo com as moléculas de HCl. Esse tipo de interação é o mesmo que ocorre entre os íons Na+ e Cl– no retículo do NaCl (ligação iônica), porém com menor intensidade.

Exemplo com o ácido clorídrico, HCl.

LIGAÇÕES DO HIDROGÊNIO 

As “pontes” de hidrogênio, por serem muito mais intensas, é um exemplo extremo da interação dipolo-dipolo e ocorrem mais comumente em moléculas que apresentam átomos de hidrogênio ligados a átomos de flúor, oxigênio e nitrogênio, os quais são altamente eletronegativos e, que, por isso, originam dipolos muito acentuados.

Pontes de hidrogênio observadas em  água

Pontes de hidrogênio observadas em Ácido fluorídrico

Pontes de hidrogênio observadas em Amônia

Tensão Superficial: As moléculas localizadas no interior de um líquido sofrem atrações intermoleculares em todas as direções. Já o mesmo fenômeno não ocorre com as moléculas encontradas na superfície desse líquido, que são atraídas somente pelas moléculas situadas abaixo ou ao lado delas.

Essa desigualdade de atrações na superfície provoca a contração do líquido, dando-nos a impressão de existir uma fina película na sua superfície.

A intensidade das ligações depende das intensidades dos dipolos. Em moléculas apolares, cujos dipolos são induzidos pela presença das moléculas e, portanto temporários, as atrações são bem menos intensas que as existentes entre moléculas polares, onde os dipolos são permanentes e provocados pela diferença de eletronegatividade dos átomos que as compõem, que por sua vez é menor que as atrações provocadas pelas pontes de hidrogênios cujos dipolos são bem mais acentuados.

FORÇAS INTERMOLECULARES E TEMPERATURAS DE FUSÃO E EBULIÇÃO 

Quanto menos intensas forem as forças intermoleculares, mais volátil será a substância e menor será a sua temperatura de ebulição. Dois fatores influem nas temperaturas de ebulição e de fusão (TE): 

a) o tipo de força intermolecular: quanto mais intensas as atrações intermoleculares, maior a sua TE. 

b) o tamanho das moléculas: quanto maior o tamanho de uma molécula, maior será sua superfície, o que propicia um maior número de interações com outras moléculas vizinhas, acarretando TE maior. 

Sendo assim:

"Para moléculas com tamanhos aproximados a temperatura de fusão e de ebulição será maior quanto maior for a intensidade das interações intermoleculares."

"Para moléculas com o mesmo tipo de interação, a temperatura de fusão e de ebulição será maior quanto maior for a molécula."

SOLUBILIDADE

É o tipo de ligação entre as moléculas que vai determinar quando duas substâncias podem formar soluções (misturar-se homogeneamente) ou não. Substâncias com o mesmo tipo de ligações intermoleculares são ditas semelhantes e formam soluções, substâncias com ligações intermoleculares diferentes não formam soluções. Disso vem a regra: semelhante dissolve semelhante. Como os tipos de ligações dependem da polaridade das moléculas, fica que:

Substâncias polares tendem a se dissolver em solventes polares.

Substâncias apolares tendem a se dissolver em solventes apolares.

LIGAÇÕES E PROPRIEDADES DAS SUBSTÂNCIAS

·         As ligações químicas (metálica, iônica e covalente) entre os átomos nas moléculas ou nos agregados iônicos são fortes e por isso determinam as propriedades químicas das substâncias.

·         As ligações intermoleculares (dipolo-dipolo, ligações de hidrogênio e dipolo induzido) são mais fracas e são responsáveis pelas propriedades físicas das substâncias.

EXERCÍCIOS

1. (Unifor-CE) No hidrogênio líquido, as moléculas estão unidas por:
a) ligações covalentes.
b) pontes de hidrogênio.
c) forças de Van der Waals.
d) ligações iônicas.
e) ligações metálicas.

2. (UFMG) Escolha a substância preferível para limpar um tecido de graxa.
a) gasolina              b) vinagre            c) etanol               d) água           e) Ácido clorídrico

3. (PUC-PR) O dióxido de carbono, presente na atmosfera e nos extintores de incêndio, apresenta ligação entre seus átomos do tipo .... e suas moléculas estão unidas por .... .
Os espaços acima são corretamente preenchidos pela alternativa:
a) covalente apolar — atração dipolo-dipolo.
b) covalente polar — pontes de hidrogênio.
c) covalente polar — forças de Van der Waals.
d) covalente polar — atração dipolo-dipolo.
e) covalente apolar — forças de Van der Waals.

4. (UNI-RIO) A mãe de Joãozinho, ao lavar a roupa do filho após uma festa, encontrou duas manchas na camisa: uma de gordura e outra de açúcar. Ao lavar apenas com água, ela verificou que somente a mancha de açúcar desaparecera completamente. De acordo com a regra segundo a qual “semelhante dissolve semelhante”, indique a opção que contém a força intermolecular responsável pela remoção do açúcar na camisa de Joãozinho.
a) Ligação iônica.
b) Ligação metálica.
c) Ligação covalente polar.
d) Forças de London.
e) Ponte de hidrogênio.

5. (Ceeteps-SP) Para os compostos HF e HCl, as forças de atração entre as moléculas ocorrem por:
a) ligações de hidrogênio para ambos.
b) dipolo-dipolo para ambos.
c) ligações de Van der Walls para o HF e ligações de hidrogênios para HCl.
d) ligações de hidrogênio para o HF e dipolo-dipolo para o HCl.
e) ligação eletrostática para HF e dipolo induzido para HCl.

6. (Ceeteps-SP) Um iceberg é compostos por moléculas de água que se mantêm fortemente unidas por ligações do tipo:
a) dipolo induzido-dipolo permanente.
b) dipolo instantâneo-dipolo induzido.
c) ligações covalentes dativas.
d) ligações covalentes.
e) ligações de hidrogênio.

7. (Unip – SP) o principal tipo de atração que deve ser vencida para sublimar o gelo seco (CO2) é:
a) ligação covalente.
b) força de London (entre dipolos temporários)
c) força entre dipolos permanentes (devido à diferença de eletronegatividade)
d) ligação coordenada.
e) ligação iônica.

8. (UFSE) Quando um gás nobre sofre liquefação, seus átomos ficam unidos uns aos outros por ligações químicas denominadas:
a) covalentes.
b) iônicas.
c) metálicas.
d) pontes de hidrogênio.
e) Van der Waals.

9. (UFPI) Estudos recentes indicam que lagartixas podem pelo teto e em superfícies lisas utilizando forças intermoleculares entre essas superfícies e os filamentos microscópicos que têm nos pés (meio milhão em cada pé). O tipo de interação correspondente nesse caso é:
a) iônica.
b) covalente.
c) metálica.
d) Van der Waals.
e) nuclear.

10. (UFRGS-RS) A intensificação das interações intermoleculares ocorre quando:
a) a água entra em ebulição.
b) o vapor de água sofre condensação.
c) a água, à altas temperaturas, se decompõe em hidrogênio e oxigênio.
d) o vapor de água é aquecido.
e) o gelo sofre fusão.

11. (FEI-SP) A tensão superficial depende diretamente de processos de interação entre moléculas, como por exemplo, pontes de hidrogênio. Qual das substâncias abaixo tem maior tensão superficial?
a) hexano.
b) benzeno.
c) tetracloreto de carbono.
d) éter dietílico.
e) prop-2-ol.

Cafeína

A cafeína, quimicamente conhecida por 1,3,7-trimetilxantina, é o ingrediente ativo do café, mas pode estar presente em muitas comidas e bebidas. Essa substância pertence ao grupo de compostos das metilxantinas, onde se inclui também o chá. As xantinas são substâncias capazes de estimular o sistema nervoso, produzindo certo estado de alerta de curta duração.

Além do café, a cafeína também é encontrada em outras bebidas, em proporções menores, tais como naquelas bebidas contendo cacau, cola, chocolate, além do chá e de alguns remédios do tipo analgésico ou contra gripes. Devido à diversidade de produtos que contém cafeína, presente em mais de 60 espécies de plantas do mundo, ela é, seguramente, a droga psicoativa mais popular no mundo.

A cafeína é mesmo a substância estimulante de maior consumo em todo mundo. Só nos Estados Unidos, calcula-se que a média de ingestão diária por pessoa seja superior a 150mg, o equivalente a 3,5 kg de café por ano por pessoa.

Considerando que a cafeína está presente no café, chá, chocolates, refrigerantes à base de cafeína ou medicamentos, pode-se dizer que cerca de 80% da população geral faz uso dessa substância diariamente, embora seja muito difícil quantificar seu consumo (Strain & Griffiths, 2000). Nas últimas décadas, devido ao aumento do consumo de refrigerantes do tipo cola, tem crescido o consumo de cafeína, sobretudo entre os adolescentes.

De todos os estudos publicados até agora sobre a cafeína, não se pode extrair de forma incontestável, dados que comprovem que essa substância apresenta perigos ao organismo (Boa Saúde). Ao lado de muitas recomendações médicas, técnicas e científicas na direção de se evitar consumir a cafeína em excesso, a substância pode até atuar de forma terapêutica e ser consumida com a devida prescrição médica. 

A cafeína é um estimulante do Sistema Nervoso Central. Penetrando na corrente sanguínea atinge o córtex cerebral exercendo aí seus efeitos. O que se percebe, inicialmente, é uma espécie de revigoramento e diminuição do sono e da fadiga.

No Sistema Nervoso Central, mais precisamente, no Sistema Nervoso Autônomo, o sistema de neurotransmissão baseado no neurotransmissor adenosina age como redutor da freqüência cardíaca, da pressão sanguínea e da temperatura corporal. Normalmente é o que acontece quando somos acometidos pela sensação de cansaço, torpor e sono. A cafeína exerce uma ação inibidora sobre esses receptores do neurotransmissor adenosina, situados nas células nervosas. Por isso dá-nos uma sensação de revigoramento, diminuição do sono e da fadiga.

Por outro lado, a cafeína exerce um efeito sobre a descarga das células nervosas e a liberação de alguns outros neurotransmissores e hormônios, tais como a adrenalina. Ela age também sobre aumento da secreção da enzima lipase, uma lipoproteína que mobiliza os depósitos de gordura para utilizá-los como fonte de energia no lugar do glicogênio muscular. Esse efeito de poupar o glicogênio, torna o corpo mais resistente à fadiga.

Uma xícara de café forte costuma produzir em poucos minutos, um aumento da acuidade mental e sensorial, além de elevar o nível de energia, tornando a pessoa mais alerta e proporcionando bem-estar.

Uma xícara comum de café contém cerca de 50 a 150 miligramas de cafeína, enquanto uma xícara de chá ou de refrigerantes a base de cola tem entre 35 a 50 miligramas. O café coado tem menos teor de cafeína que o café sírio, por exemplo, que não se filtra, ficando o pó assentado no fundo do recipiente e muito menos que o café expresso (sob pressão de vapor). Este último tem maior proporção de cafeína, conseqüentemente produz um maior estado energético. Assim consumido e, freqüentemente, e em altas doses, a cafeína pode vir a provocar uma dependência moderada em certas pessoas.

Em doses muito elevadas a cafeína pode provocar a liberação espontânea de íons cálcio dentro do músculo, desencadeando pequenos tremores involuntários, aumento da pressão arterial e da freqüência cardíaca.

Em medicina, a cafeína tem sido usada para reativar padrões deprimidos de respiração, como terapêutica auxiliar no tratamento de dores, principalmente de cabeça e enxaqueca. Mais recentemente a cafeína tem sido usada como coadjuvante em muitos remédios para o dor, controle do peso, alívio de alergias e para melhorar o estado de alerta.

Química do café

O que existe numa xícara de café? 

Sabe mesmo o que está a ingerir quando bebe a seu bica pela manhã? Substâncias químicas que também se encontram na carne podre ou nas fezes...

Cafeína - Ok, esta parte era fácil e provavelmente a razão porque todos nós o consumimos. A cafeína é uma toxina de um tipo de plantas, tal como a nicotina ou a cocaína, que estimula o cérebro ao bloquear os neuroreceptores da adenosina, o químico do sono.

Água - Cerca de 98,75% de uma chávena de café é água. H2O quente é um dissolvente poderoso que faz soltar os sabores dos grãos de café.

2-Etilfenol - Esta substância presente no café é também um dos componentes das feromonas que fazem parte do sistema de alarme para os perigos das colónias de baratas.

Ácido Quínico - Concede ao café o seu ligeiro sabor amargo. E é um dos componentes químicos que entram na fórmula do Tamiflu.

3,5 Ácido dicafeoilquínico - Antioxidante poderoso que protege os neurónios. E uma boa desculpa para não dispensar a sua bica...

Dimetil dissulfato - Este componente advém de se torrar os grãos de café verdes. Por coincidência, é um dos componentes que concede às fezes humanas o seu odor...

Acetilmetilcarbinol - Um líquido amarelado de cheiro agradável obtido de vários carbohidratos é o que concede aquele sabor amanteigado ao café. É ele que ajuda a dar à manteiga o seu sabor único, e é também um dos químicos utilizados nas pipocas de microondas.

Putrescina - Esta substância que se encontra nos tecidos mortos está naturalmente presente nos grãos de café. Cheira, como o nome indica, pior que mal...

Niacina - Ácido de nicotina ou vitamina B3. Se beber dois ou três bicas por dia terá ingerido metade das suas necessidades diárias desta vitamina.

Trigonelina - É uma molécula da niacina. É o que concede ao café o seu sabor adocicado. Curiosamente, é ela que ajuda a que as bactérias Streptococos que causam as cáries se agarrem aos dentes.

Adoçantes

Os adoçantes(edulcorantes) são substâncias que adoçam os alimentos, fornecendo menos energia.

Tipos de adoçantes de baixa ou nenhuma caloria:
- Acessulfame-K:
Tem o poder adoçante 200 vezes maior do que o açúcar e é permitido para diabéticos, mas contra indicado para pessoas com deficiências renais que precisam reduzir a ingestão de potássio. Apesar de absorvido, não é metabolizado pelo organismo, logo é eliminado tal como é ingerido.
- Aspartame:
Apesar de calórico (4 kcal por grama), pode ser usado por diabéticos, não deixa residual amargo. Mas é contra indicado o uso por gestantes, lactentes e fenilcetonúricos (pessoas cujo organismo não consegue metabolizar a fenilalanina). Também não deve ser utilizado em alimentos quentes, pois perde o poder de adoçar e pode formar substâncias tóxicas.

- Ciclamato:
É 30 vezes mais doce do que a sacarose e possui sabor semelhante, apesar de deixar leve residual amargo. Foi descoberto em 1940, a partir de um derivado do petróleo. É contra indicado para hipertensos e pessoas com problemas renais.

- Sacarina:
Possui muitas semelhanças com o ciclamato: é um adoçante popular, também composto por um derivado do petróleo (ácido sulfanoilbenzóico), não é recomendado para hipertensos e é estável a altas temperaturas. Por deixar um sabor amargo, também metálico. Seu poder adoçante é entre 200 e 700 vezes maior do que o açúcar, é utilizado em muitos produtos.

- Sucralose:
É o único edulcorante que tem o verdadeiro sabor de açúcar porque é derivado da cana-de-açúcar e não possui calorias. Pode ser usado por toda a família, inclusive crianças, gestantes, diabéticos e fenilcetonúricos.
cerca de 600 vezes mais doce do que o açúcar, é o único adoçante derivado do açúcar comum e, como também não é metabolizado pelo corpo, não contém calorias. É seguro, não apresentando efeitos tóxicos, neurológicos, reprodutivos ou carcinogênicos. Como não é absorvido pelo organismo, não afeta os níveis de glicose, pode ser consumido com segurança por pessoas com diabetes.

Tipos de adoçantes calóricos:
- Frutose:
É encontrado principalmente nas frutas, mas pode ser extraído também em alguns cereais, vegetais e no mel. Contra indicado para quem apresenta excesso de triglicerídeos. Adoça cerca de 170 vezes mais do que o açúcar comum e possui sabor semelhante, um pouco mais doce. Causa cáries.

- Lactose:
É extraído do leite, por isso é contra indicado para quem possui alergia ao leite ou seus derivados. É utilizado para reduzir a potencialização de outros adoçantes. Pode apresentar efeito laxativo e perde o poder de adoçar quando vai ao fogo.

- Maltodextrina:
É um carboidrato de absorção gradativa, constituído a partir do amido de milho, é contra indicado para diabéticos por conter dextrose, glicose e vários açúcares. Perde o poder adoçante em temperatura alta. É cerca de 1,5 vezes mais doce do que a sacarose.

- Manitol:
É encontrado em algas e vegetais e possui efeito laxativo se consumido em excesso. É obtido a partir da redução da frutose. Não favorece o aparecimento de cáries. É estável a altas temperaturas e utilizado somente industrialmente, na produção de alimentos (geralmente associado ao sorbitol). Pode ser consumido por diabéticos.

- Sorbitol:
É obtido a partir da redução da glicose. Doses diárias acima de 70 gramas possuem efeito diurético e laxativo. Pode ser consumido por diabéticos e não favorece a formação de cáries. Possui o sabor um pouco mais adocicado do que a sacarose, apesar de seu poder adoçante ser 0,5 vezes mais fraco.

- Steviosídeo:
Considerado seguro e atóxico. É extraído de uma planta (Stévia Reubadiana) e adoça 300 vezes mais do que o açúcar. É muitas vezes associado a outros edulcorantes para retirar o sabor residual que eles deixam. É o único adoçante de origem vegetal produzido nas indústrias. Não possui contra indicações e seu sabor é um pouco amargo. Não causa cáries e realça o sabor dos alimentos.

- Xilitol:
É um álcool de açúcar obtido através da hidrogenação de xilose (um tipo de açúcar). Seu poder adoçante é menor do que o do açúcar. Não favorece a formação de cáries.

Fonte:

http://blogdamadame.com/tag/adocantes/ 

Ligações Químicas

Teoria do Octeto: um grande número de átomos adquire estabilidade eletrônica quando apresenta oito elétrons na sua camada mais externa.

Essa teoria é aplicada principalmente para os elementos representativos (família A), sendo que os elementos de transição (família B) não seguem obrigatoriamente esse modelo. Outra forma de reformular a teoria do octeto é: as ligações ocorrem de forma que os átomos envolvidos busquem a configuração de um gás nobre.

 Ligação iônica (ou eletrovalente) é a ligação onde os átomos se mantêm coesos pela transferência definitiva de elétrons de um para o outro, a fim de cumprir a teoria do octeto. Ocorre com átomos de tendências opostas, um que tende a perder elétrons e outro que tende a ganhar a elétrons, essas tendências são chamadas de ionização, e esses átomos, que perderam e ganharam eletrosn, são chamados de íons, sendo que os átomos que perdem elétrons são chamados de cátions, enquanto que os que ganham elétrons são chamados de ânions. Na maioria das vezes, os átomos que perdem elétrons são os metais das famílias IA, IIA e IIIA e os átomos que recebem elétrons são os ametais das famílias VA, VIA e VIIA. Os compostos formados por essa ligação são chamados de compostos iônicos.

Um caso clássico é o do NaCl, onde o Na cede um elétron para o Cl.

Uma coisa que se tem que ter em mente é que a ligação não envolve apenas dois átomos, mas sim vários átomos dois elementos que formam um aglomerado com forma geométrica definida, chamado de reticulo cristalino, característico dos sólidos. Para o NaCl, o reticulo tem a forma:

A existência do retículo iônico determina as principais características desses compostos:

a) Como apresentam forma definida, são sólidos nas condições ambientes (temperatura de 25 °C e pressão de 1 atm).

b) Os compostos iônicos apresentam elevadas: temperatura de fusão e temperatura de ebulição. 

c) Quando submetidos a impacto, quebram facilmente, produzindo faces planas; são, portanto, duros e quebradiços.

d) Apresentam condutibilidade elétrica quando dissolvidos em água ou quando puros no estado líquido (fundidos), devido à existência de íons com liberdade de movimento, que podem ser atraídos pelos eletrodos, fechando o circuito elétrico.

e) Seu melhor solvente é a água.

            Alguns metais de transições ao formar cátions não obedecem à regra do octeto.

Ligação covalente (ou molecular): ocorre quando átomos compartilham pares de elétrons a fim de “suprir” suas necessidades eletrônicas e cumprir a regra do octeto. Cada par eletrônico é constituído por um elétron de cada átomo e pertence simultaneamente aos dois átomos. Como não ocorrem ganho nem perda de elétrons, formam-se estruturas eletricamente neutras, de grandeza limitada, denominadas moléculas. Tomemos, por exemplo, o gás cloro, Cl₂. 

Ligação Coordenada: Em algumas ligações, um dos átomos já possui os oitos elétrons na última camada como manda a regra do octeto, porém, o outro elemento ainda não atingiu a configuração de um gás nobre; então esse elemento, para cumprir a regra do octeto, “pega emprestado” um par do outro elemento. Ou seja, esse par eletrônico é cedido totalmente por apenas um dos elementos. Exemplo: SO₂

                                                   

 O par cedido na ligação dativa é, comumente, representado por uma seta do doador para o receptor.

Ligação metálica: é a ligação onde cátions metálicos são mantidos coesos mergulhados em um mar (ou nuvem) de elétron.

Propriedades dos metais:

·         Brilho metálico;

·         Condutividade térmica e elétrica;

·         Densidade elevada;

·         Pontos de fusão (exceção Hg) e ebulição elevados;

·         Resistência à tração;

·         Maleabilidade;

·         Ductibilidade.

            Os metais se agrupam formando sólidos com forma geométrica ordenada, dando origem aos retículos cristalinos. Os principais retículos estão representados abaixo.

     Cúbico de corpo

     Cúbico de faces

Fórmulas Químicas

Existem diferentes tipos de fórmulas: a iônica, a molecular, a eletrônica e a estrutural plana.

Iônica: mostra a menor proporção entre os átomos dos elementos que formam o composto iônico.  Uma maneira prática de determinar essa fórmula é colocar o número da carga de um como índice de quantidade no outro.

·         Molecular: é a representação mais simples e indica apenas quantos átomos de cada elemento químico formam a molécula. CO, NH₄OH, H₂SO_{4 etc.} 

  

·         Eletrônica: também conhecida como fórmula de Lewis, esse tipo de fórmula mostra, além dos elementos e do número de átomos envolvidos, os elétrons da camada de valência de cada átomo e a formação dos pares eletrônicos. Para o ácido clórico, HClO_{3, por exemplo:}

  

Estrutural plana: também conhecida como fórmula estrutural de Couper, ela mostra as ligações entre os elementos, sendo cada par de elétrons entre dois átomos representados por um traço. Como exemplo, a fórmula planar do ácido clórico.

RESUMO DO TIPOS DE FÓRMULAS:

Exceções à regra do octeto

Alguns elementos não seguem a regra do octeto.  Alguns fazem ligações ficando com menos de oito elétrons na camada de valência (ex. BeH₂, BF₃, AlCl₃), outros ficam com mais de oito (ex. PCl₅, SF₅, XeF₂, XeF₄).

Alotropia é a propriedade pela qual um mesmo elemento químico pode formar duas ou mais substâncias simples diferentes, que são denominadas variedades alotrópicas do elemento.

·  

 Oxigênio: O elemento oxigênio (O) forma duas variedades alotrópicas; uma delas, mais abundante, é o oxigênio comum (O2) e a outra, o ozônio (O3).

  

·         Carbono: Na natureza, o elemento químico carbono (C) forma três variedades alotrópicas: diamante, grafita e fulerenos.

  

·         Enxofre: forma duas variedades alotrópicas: o enxofre rômbico e o enxofre monoclínico. Essas duas variedades são formadas por moléculas com oito átomos (octatômicas) e podem ser representadas pela fórmula S₈.

·         Fósforo: forma diversas variedades alotrópicas sendo o fósforo branco e o fósforo vermelho as duas formas mais comuns.

Grandezas Químicas

 Massa atômica é a massa comparada com 1/12 da massa do ¹²C. É escrita como u.a. Cada u.a. tem 1/12 da massa do ¹²C.

 Massa atômica de um elemento é a média ponderada das massas atômicas de seus isótopos. Por exemplo, a massa do Ne é a média ponderadas das massas atômicas dos seus isótopos.

Massa molecular é a soma das massas individuais dos átomos que compõem uma molécula. Por exemplo, H₂O tem massa molecular igual a: 

1,0079 (massa do H) _x 2 (quant. De átomos de H na molécula) + 15,9994 (massa do O) _x 1 (quant. De átomos de O na molécula) → 1,0079 _x 2 + 15,9994 _x 1 =  18,0152 u.a.

 Massa molar é a massa, em gramas, de um mol de um composto químico.

MOL: é a quantidade de matéria que contém a mesma quantidade de entidades químicas que há em 12 gramas de 12C. 1 mol tem 6,02 · 1023 entidades químicas (átomos, moléculas etc), essa é a chamada constante de Avogadro.

Em uma massa em gramas numericamente igual à massa atômica (MA), para qualquer elemento, existem 6,02 · 10²³ átomos (1 mol). Em uma massa em gramas numericamente igual à massa molecular (MM), para qualquer substância molecular, existem 6,02 · 10²³ moléculas (1 mol). Isso quer dizer que, por exemplo, se O tem MA = 16,0 u.a., então 6,02 · 10²³ átomos de O (1 mol de O) pesará 16,0 grama.

Massa molar é a massa que contém 6,02 · 10²³ entidades. As unidades são g/mol.

Determinação do número de mol:   n = m/Mmolar 

 Volume molar é o volume ocupado por 1 mol de substâncias. Para um 1 mol de gás, em condições normais de temperatura e pressão, CNTP, o volume molar é igual a 22,71 L.

A Química do século XX: De Thomson a Born

     “Em 1900, experimentos feitos na Inglaterra por sir Joseph John Thomson (1854-1940) apontaram para a existência de uma partícula subatômica. Em ampolas contendo gases rarefeitos, Thomson aplicou uma grande diferença de potencial e observou feixes de luz conhecidos como raios catódicos, que se moviam do cátodo até o ânodo e, portanto deveriam ter carga negativa, foram denominados elétrons. Thomson então formulou um novo modelo atômico na qual o átomo seria composto de uma pasta de carga positiva com elétrons imersos circulando em anéis complanares.  A teoria de Thomson conseguia êxito em explicar vários fenômenos como, por exemplo, a radioatividade e a eletricidade. 

       Em 1910, Ernest Rutherford (1871 - 1937), um importante físico da época, resolveu testar a teoria de Thomson, como havia descoberto anteriormente as a partículas alfas, ele raciocinou que um feixe de tais partículas seria muito pouco defletida ao atravessar uma folha delgada de ouro, com ajuda de alguns alunos montou uma aparelhagem na qual feixes de partículas alfas provenientes de urânio incidiram em uma folha muito fina de ouro, observando as marcas da radiação na tela fotográfica que eles haviam colocado ao redor da folha, notou que a maioria passava em sofrer desvios, porem algumas partículas desviavam-se em grandes ângulos, e que algumas numa proporção de uma em vinte mil, quase que voltavam a origem, Rutherford propôs então um novo modelo atômico na qual o átomo era composto por núcleo e elestrosfera. Essa tória foi reforçada com a descoberta de outra partícula subatômica, de carga positiva, denominada posteriormente de prótons. “A evidencia experimental dessa partícula fundamental positiva (próton) veio do estudo de raios canais (grifado na fonte original), que foram observados em tubos de raios catódicos especiais, com um catodo perfurado [...]” (Kotz e Treichel Jr, 2005). Os raios observados eram defletidos em direção a uma placa, negativamente carregada, colocada paralelamente ao tubo, observou-se que esses raios sofriam um menor desvio e, portanto teriam maior massa, determinada experimentalmente, 1,672622 x 10exp -24 g. Como os átomos são neutros os numero de elétrons deve ser igual a numero de prótons no átomo, surgiu então um impasse a massa atômica obtida experimentalmente era maior que soma das massas do próton e do elétron, Rutherford propôs que deveria haver outra partícula sem carga compondo o átomo. “Em 1932, James Chadwick (1891-1974) obteve evidencia disso.” (Idem) Ele descobriu que quando partículas provenientes do polônio atingiam um alvo de berílio, uma radiação muito penetrante era liberada, direcionado tal radiação a um alvo de parafina, observou que prótons eram emanados, concluiu que somente uma carga pesada e sem carga emanada do berílio provocaria tal efeito, tal partícula foi chamada de nêutron. Assim o modelo atômico de Rutherford seria de tal forma que haveria nêutrons e prótons no núcleo que seria circundado por elétrons em alta velocidade. O modelo atômico de Rutherford, no entanto contratava com a eletrostática clássica, se elétrons e prótons têm cargas elétricas contrarias por que então o núcleo não atraia os elétrons que deveria perder energia cinética e acabar caindo no núcleo desmoronando o átomo? A resposta para tal questão veio da Dinamarca com o brilhante físico Niels Bohr (1885-1962), que introduziu o conceito de quantização, baseado no trabalho de outro físico genial Max Planck. Bohr explicou que o elétron não cai no núcleo porque possui certos estados estacionários de energia na qual não irradiam. Com seus postulados Bohr conseguiu prever surpreendentemente o espectro do hidrogênio - os postulados de Bohr serão tratados junto com os trabalhos dos físicos que contribuíram para a explicação da interpretação do átomo moderno na seção Mecânica Quântica. 

      Outros Grandes físicos que contribuíram decisivamente na compreensão moderna do átomo, são: Erwin Schrödinger, se baseando na dualidade partícula-onda do físico Louis de Broglie (1892-1987), introduziu o conceito de orbitais atômicos como sendo funções de ondas e conseguiu descobrir uma equação poderosa capaz de oferecer informações a respeito do elétron no átomo. A idéia de Scrhödinger foi aceita por quase toda a comunidade cientifica, no entanto, um jovem e competitivo físico alemão: Werner Heisenberg (1901-1976) não acreditava que o átomo pudesse ser descrito através daqueles cálculos relativamente simples, na tentativa de refutar as idéias de Scrhödinger, ele descobriu o principio que seria a base da física quântica: O Principio da Incerteza: é impossível fixar a posição de um elétron em um átomo e sua energia com qualquer grau de certeza se o elétron for descrito como uma onda. Em outras palavras não há como determinar a posição e a energia do átomo simultaneamente. Heisenberg e seu mentor Max Born, após aceitarem finalmente ao trabalho de Schrödinger, fizeram importantes interpretações da função de onda e sua relação com a probabilidade de se encontra um elétron em um espaço infinitesimal. Também a Química experimental evoluiu extraordinariamente; por exemplo, somente entre 1960 e 1969 conseguiu-se sintetizar cerca de 1,2 milhões de novos compostos conhecidos. Tudo isso acabou sendo aplicado nas indústrias, resultando numa vasta tecnologia química, com a fabricação de milhares e milhares de novos produtos: plásticos, tecidos, borrachas sintéticas, medicamentos, tintas, corantes, etc. hoje se conhecem mais de 10 milhões de compostos, os ramos da química evoluíram excepcionalmente, proporcionando maior comodidade para a humanidade e grandes expectativas para a ciência do futuro.

ÁTOMO DE DALTON

ÁTOMO DE THOMSON

ÁTOMO DE RUTHERFORD-BOHR