Massa e Tamanho dos Átomos

Os átomos são extremamente pequenos, medindo-se em submúltiplos do metro como o nanómetro $10^-9 m$ ou o angstrom $10^-10 m$. Um átomo é composto por um núcleo (com protões e neutrões) e uma nuvem eletrónica (com eletrões).

A massa do átomo está quase toda concentrada no núcleo, onde os protões têm carga positiva e os neutrões são neutros. Na nuvem, encontram-se os eletrões com carga negativa. Um átomo é neutro porque o número de protões iguala o número de eletrões.

Os átomos são caracterizados pelo número atómico (Z) que corresponde ao número de protões, e pelo número de massa (A) que é a soma dos protões e neutrões. Os isótopos são átomos do mesmo elemento químico com o mesmo Z mas diferente A.

💡 A quantidade de matéria (n) mede-se em moles (mol) e indica o número de entidades (átomos, moléculas, iões) numa amostra.

Quando um átomo ganha ou perde eletrões, forma-se um ião: catião (ião positivo) se perder eletrões, ou anião (ião negativo) se ganhar eletrões.

Quantidade de Matéria e Energia dos Eletrões

Uma mole contém exatamente 6,022×10^23 entidades (constante de Avogadro). Esta relação é fundamental para calcular o número de partículas numa amostra: N = n × N₁.

A massa molar (M) corresponde à massa de uma mole de substância, expressa em g/mol. É numericamente igual à massa atómica relativa que encontras na tabela periódica. A relação fundamental é: m = n × M.

A luz é uma radiação eletromagnética que pode ser detetada como partículas de energia chamadas fotões. A energia de um fotão é proporcional à sua frequência: E = h × f, onde h é a constante de Planck.

💡 O espetro eletromagnético inclui todas as radiações, desde as ondas de rádio (menor energia) até aos raios gama (maior energia).

O modelo da nuvem eletrónica descreve os eletrões como regiões de probabilidade. As orbitais são regiões do espaço onde há maior probabilidade de encontrar o eletrão, cada uma com um valor específico de energia e forma característica.

Orbitais e Configurações Eletrónicas

As orbitais têm formas específicas conforme o seu subnível: as orbitais s são esféricas, as p têm forma lobular (px, py, pz), e as d são mais complexas. Orbitais com o mesmo valor de energia são chamadas orbitais degeneradas.

A distribuição dos eletrões nas orbitais segue três princípios fundamentais:

• Princípio da Exclusão de Pauli: cada orbital contém no máximo 2 eletrões com spins opostos
• Princípio da construção: primeiro ocupam-se as orbitais de menor energia
• Regra de Hund: nas orbitais degeneradas, primeiro coloca-se 1 eletrão em cada orbital com o mesmo spin, depois preenchem-se com spins opostos

💡 Os eletrões de valência são os que estão no nível de energia mais externo e determinam as propriedades químicas do elemento.

Para escrever a configuração eletrónica de um átomo, indicamos como os eletrões estão distribuídos pelas orbitais. Por exemplo, para o enxofre (16S): 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁴, onde os expoentes mostram o número de eletrões em cada orbital.

Tabela Periódica

A Tabela Periódica organiza os elementos químicos de forma sistemática. Os elementos estão distribuídos em períodos (linhas horizontais) que correspondem ao nível de energia mais elevado, e em grupos (colunas verticais) que indicam o número de eletrões de valência.

Os elementos podem ser agrupados em blocos de acordo com a última orbital preenchida:

• Bloco s: grupos 1 e 2
• Bloco p: grupos 13 a 18
• Bloco d: elementos de transição
• Bloco f: lantanídeos e actinídeos

💡 A posição de um elemento na Tabela Periódica permite prever suas propriedades físicas e químicas, como o raio atómico e a energia de ionização.

Existem tendências claras ao longo da tabela: o raio atómico diminui da esquerda para a direita num período e aumenta de cima para baixo num grupo. A energia de ionização segue tendência inversa.

Quanto ao comportamento, os metais (esquerda) tendem a perder eletrões formando iões positivos, os não-metais (direita) tendem a ganhar eletrões formando iões negativos, e os gases nobres (grupo 18) são muito estáveis por terem as orbitais de valência completamente preenchidas.

Ligação Química

Todos os sistemas tendem a adquirir o estado de menor energia possível, conhecido como o princípio da energia mínima. Na formação de ligações químicas, à medida que dois átomos se aproximam, a energia do sistema muda.

No início, as forças atrativas predominam e a energia diminui. No ponto de energia mínima, forma-se a ligação química e define-se o comprimento de ligação (distância de equilíbrio). Se os núcleos se aproximarem demais, as forças repulsivas dominam e o sistema torna-se instável.

Existem três tipos principais de ligações químicas:

• Ligação Covalente: entre não-metais, com partilha de eletrões
• Ligação Iónica: entre metais e não-metais, com transferência de eletrões
• Ligação Metálica: entre metais, com partilha de eletrões de valência num "mar de eletrões"

💡 A notação de Lewis é uma ferramenta útil para visualizar os eletrões de valência, representando-os por pontos ou cruzes ao redor do símbolo químico do elemento.

Na notação de Lewis, os eletrões de valência são representados por pontos/cruzes. Por exemplo, o hidrogénio (H•) tem um eletrão de valência, enquanto o oxigénio (•O•) tem seis eletrões de valência.

Tipos de Ligações Covalentes

As ligações covalentes podem ser classificadas conforme o número de pares de eletrões partilhados:

• Ligação simples: partilha de 1 par de eletrões (2 eletrões)
• Ligação dupla: partilha de 2 pares de eletrões (4 eletrões)
• Ligação tripla: partilha de 3 pares de eletrões (6 eletrões)

A regra do octeto estabelece que os átomos tendem a partilhar eletrões até ficarem rodeados por 8 eletrões de valência, semelhante à configuração de um gás nobre. Quanto mais eletrões partilhados, maior a energia de ligação e maior a estabilidade.

O comprimento de ligação é a distância média entre os núcleos dos átomos na estabilidade máxima. Ligações mais fortes têm menor comprimento e maior energia de ligação.

💡 Uma ligação tripla é mais forte e mais curta que uma ligação dupla, que por sua vez é mais forte e mais curta que uma ligação simples.

A geometria molecular é determinada pelo arranjo tridimensional que confere menor energia (maior estabilidade). Segundo o modelo de repulsão dos eletrões de valência, os pares de eletrões organizam-se de forma a minimizar as repulsões, com as forças repulsivas mais intensas entre pares não ligantes.

Geometria e Polaridade Molecular

A geometria de uma molécula depende do número de pares de eletrões ligantes e não ligantes no átomo central:

• Linear (CO₂): átomo central com 2 ligantes e 0 não ligantes, ângulo de 180°
• Angular (H₂O): átomo central com 2 ligantes e 2 não ligantes, ângulo de 104,5°
• Triangular plana (BH₃): átomo central com 3 ligantes e 0 não ligantes, ângulo de 120°
• Piramidal (NH₃): átomo central com 3 ligantes e 1 não ligante, ângulo de 107°
• Tetraédrica (CH₄): átomo central com 4 ligantes e 0 não ligantes, ângulo de 109,5°

A polaridade de uma molécula depende da distribuição simétrica ou assimétrica dos eletrões:

• Moléculas com geometria tetraédrica e linear tendem a ser apolares (CH₄, CO₂)
• Moléculas com geometria angular e piramidal trigonal tendem a ser polares (H₂O, NH₃)

💡 A polaridade de uma molécula influencia diretamente suas propriedades físicas, como ponto de ebulição e solubilidade em diferentes solventes.

Os hidrocarbonetos são compostos orgânicos constituídos apenas por carbono e hidrogénio. Podem ser classificados quanto à forma (cíclicos ou acíclicos), quanto à disposição dos átomos de carbono (lineares ou ramificados) e quanto ao tipo de ligação $saturados/alcanos ou insaturados/alcenos e alcinos$.

Compostos Orgânicos

Os hidrocarbonetos são nomeados segundo regras específicas. Os alcanos mais simples são:

• Metano (CH₄) - 1 carbono
• Etano (C₂H₆) - 2 carbonos
• Propano (C₃H₈) - 3 carbonos
• Butano (C₄H₁₀) - 4 carbonos
• Pentano (C₅H₁₂) - 5 carbonos
• Hexano (C₆H₁₄) - 6 carbonos

Para nomear compostos segundo as regras da IUPAC:

1. Escolher a cadeia principal (com maior número de carbonos)
2. Numerar a cadeia
3. Nomear o composto (alcano, alceno ou alcino)

💡 Os grupos funcionais determinam as propriedades químicas dos compostos orgânicos, fazendo com que moléculas com o mesmo esqueleto carbónico, mas diferentes grupos funcionais, tenham comportamentos químicos distintos.

Os principais grupos funcionais incluem:

• Hidroxilo $-OH$: forma álcoois como o etanol
• Carbonilo no fim da cadeia $-CHO$: forma aldeídos como o etanal
• Carbonilo no meio da cadeia $-CO-$: forma cetonas como a propanona
• Carboxilo $-COOH$: forma ácidos carboxílicos como o ácido etanoico
• Amina $-N$: forma aminas como a trimetilamina

Ligações Intermoleculares e Gases

As ligações intermoleculares são forças atrativas entre moléculas distintas:

• Ligações de hidrogénio: são as mais fortes e ocorrem entre o H e elementos muito eletronegativos (F, O, N)
• Ligações de van der Waals: incluem interações permanente-permanente (entre moléculas polares), permanente-induzido (entre moléculas polares e apolares) e instantâneo-induzido (entre moléculas apolares)

A Lei de Avogadro estabelece que volumes iguais de gases diferentes, nas mesmas condições de pressão e temperatura, contêm a mesma quantidade de matéria (mol).

O volume molar (Vₘ) é o volume ocupado por 1 mol de um gás em determinadas condições de pressão e temperatura. Nas condições PTN $p=1 atm, T=0°C$, o volume molar de um gás é 22,4 dm³/mol.

💡 A massa volúmica (ρ) de um gás pode ser calculada pela razão entre a massa e o volume $ρ = m/V$ ou pela razão entre a massa molar e o volume molar $ρ = M/Vₘ$.

A fração molar (x) é o quociente entre a quantidade de matéria de um constituinte e a quantidade de matéria total da amostra: xₐ = nₐ/n₋total.

Transformações Químicas e Composições

Para descrever a composição quantitativa de misturas, podemos usar:

• Concentração mássica: massa de soluto por unidade de volume de solução $g/dm³$
• Concentração molar: quantidade de matéria por unidade de volume $mol/dm³$
• Percentagem em volume: $volume da substância/volume total$ × 100%
• Percentagem em massa: $massa da substância/massa total$ × 100%
• Partes por milhão (ppm): proporções muito pequenas em massa ou volume

Nas transformações químicas, a energia está sempre envolvida:

• A formação de ligações liberta energia (processo exoenergético)
• A quebra de ligações absorve energia (processo endoenergético)

💡 A variação de entalpia (ΔH) mede a quantidade de energia envolvida numa reação química, expressa em Joule por mol $J/mol$.

Quando ΔH é positivo, a reação é endoenergética (absorve energia); quando ΔH é negativo, a reação é exoenergética (liberta energia). Este conceito é essencial para entender a espontaneidade das reações e como a energia se transforma nos processos químicos.