Cinética Química

Cinética química é a parte da química que estuda as velocidades das reações e os fatores que a influenciam.

* Velocidade média de uma reação (Vm)

Assim como na física, a velocidade da reação é calculada pela expressão:

Vm = Δconcentração/Δtempo, ou;

Vm = Δmassa/Δtempo, ou;

Vm = Δnúmero de mols/Δtempo.

 

A velocidade pode ser calculada a partir da Δconcentração dos reagentes ou produtos pela Δtempo.

 

Fatores que alteram a velocidade de uma reação

A velocidade de uma reação depende:

*número de choques entre as moléculas dos reagentes;

*energia com que as moléculas colidem entre si. (E at)

1 – Pressão (gases)

O aumento da pressão causa uma diminuição do volume ocupado, aumentando o número de choques entre os reagentes, que aumenta sua velocidade.

 

2 – Superfície de contato

O aumento da superfície de contato causa maior número de choques entre os reagentes e aumenta a velocidade da reação.

Ex: Álcool líquido queima mais rápido que o álcool gel.

 

3 – Temperatura

O aumento da temperatura aumenta a agitação molecular (Ec), aumentando o número de colisões entre os reagentes, aumentando velocidade da reação.

 

4 – Catalisador

É uma substância que aumenta a velocidade da reção pela diminuição da E at da reação.

É importante lembrar que o catalisador não participa da reação, apenas altera sua velocidade. E ele não o altera a entalpia da reação.

Termoquímica

Termoquímica é a parte da química que estuda as quantidades de calor liberados ou absorvidos, durante uma reação química.

* Reação Endotérmica

É aquela que absorve calor do meio externo. É necessário fornecer calor.

Ex: fotossíntese (6CO2 + 6H2O + calor -> C6H12O6 + 6O2).

* Reação Exotérmica

É aquela que libera calor para o ambiente.

Ex: Queima do gás de cozinha (C3H8 + 5O2 -> 3CO2 + 4H2O + calor).

Representação Gráfica

Entalpia (ΔH)

É o conteúdo global de calor de um sistema.

Unidade: Kcal ou KJ (1Kcal ~ 4,18KJ)

A variação da energia de um sistema (ΔH) pode ser calculado pela diferença entre as energias dos produtos e reagentes.

ΔH = Hprod – Hreag

*Reação endotérmica: Hprod > Hreag , ΔH > 0

*Reação exotérmica: Hprod < Hreag , ΔH < 0

Fatores que afetam a entalpia de uma reação

1 – Quantidade em mol de produtos e reagentes.

2 – Estado físico de produtos ou reagentes.

3 – Estado alotrópico de produtos ou reagentes. (alótropos = substância simples diferentes, formadas pelo mesmo elemento químico).

4 – Temperatura. Altas temperaturas fornecem reações endotérmicas e vice-versa.

Tipos de Entalpia

1 – Entalpia de formação (ΔH°f)

É o calor liberado ou absorvido na formação de 1 mol de uma substância no estado-padrão, a partir de substância simples.

Ex: Formação da Amônia = N2(g) + 3/2H2(g) -> NH3(g)

ΔH°f = -286KJ

2 – Entalpia de combustão (ΔH°C)

É o calor liberado na queima de 1 mol de uma substância no estado-padrão.

Ex: Queima do enxofre = S(s) + O2(g) -> SO2(g)

ΔH°C = -78 KJ/mol

Soluções

Definição de Soluções

Solução é qualquer mistura homogênea.

A água que bebemos, os refrigerantes, os combustíveis (álcool hidratado, gasolina), diversos produtos de limpeza (como sabonetes líquidos) são exemplos de soluções.

Tipos de soluções: solução líquida (ex.: refrigerantes), solução sólida (ex.: bronze = cobre + estanho) e solução gasosa (ex.: ar atmosférico).

Componentes de uma solução

Os componentes de uma solução são chamados soluto e solvente:

- Soluto é a substância dissolvida no solvente. Em geral, está em menor quantidade na solução.

- Solvente é a substância que dissolve o soluto.

Classificação das soluções

De acordo com a quantidade de soluto dissolvido, podemos classificar as soluções:

- Soluções saturadas contêm uma quantidade de soluto dissolvido igual à sua solubilidade naquela temperatura, isto é, excesso de soluto, em relação ao valor do coeficiente de solubilidade (Cs), não se dissolve, e constituirá o corpo de fundo.

- Soluções insaturadas contêm uma quantidade de soluto dissolvido menor que a sua solubilidade naquela temperatura.

- Soluções supersaturadas (instáveis) contêm uma quantidade de soluto dissolvido maior que a sua solubilidade naquela temperatura.

Unidades de concentração

Podemos estabelecer diferentes relações entre a quantidade de soluto, de solvente e de solução. Tais relações são denominadas genericamente concentrações.

Usaremos o índice 1 para indicar soluto e o índice 2 para indicar solvente. As informações da solução não têm índice.

a) Concentração comum (C)

Também chamada concentração em g/L (grama por litro), relaciona a massa do soluto em gramas com o volume da solução em litros.

C = m1/V

b) Concentração em quantidade de matéria (Cn)

Cientificamente, é mais usual esta concentração, que relaciona a quantidade de soluto (mol) com o volume da solução, geralmente em litros. Sua unidade é mol/L:

Cn = n1/V

Existe uma fórmula que relaciona concentração comum com concentração em quantidade de matéria. Veja:

Cn = n1/V e n1 = m1/M1

Logo:

Cn = m1/M1.V

Como C = m1/V, temos:

Cn = C/M1 ou C = Cn . M1

Podemos usar essa fórmula para transformar concentração em quantidade de matéria em concentração comum, ou vice-versa.

c) Título (T)

Pode relacionar a massa de soluto com a massa da solução ou o volume do soluto com o volume da solução.

T = m1/m e T = V1/V

O título em massa não tem unidade, pois é uma divisão de dois valores de massa (massa do soluto pela massa da solução), e as unidades se “cancelam”. Como a massa e o volume de soluto nunca poderão ser maiores que os da própria solução, o valor do título nunca será maior que 1.

Multiplicando o título por 100, teremos a porcentagem em massa ou em volume de soluto na solução (P):

P = 100 . T

d) Densidade da solução (d)

Relaciona a massa e o volume da solução:

d = m/V

Geralmente, as unidades usadas são g/mL ou g/cm3.

Cuidado para não confundir densidade com concentração comum, pois as duas relacionam massa com volume. Lembre-se de que na concentração comum se relaciona a massa de soluto com o volume da solução e, na densidade, a massa de solução com o volume da solução.

As diversas formas de expressar a concentração podem ser relacionadas:

C = 1000.d.T

O Cálculo Estequiométrico

O cálculo estequiométrico, apesar de temido por muitos vestibulandos, deixa de ser um problema se os seguintes passos forem seguidos:

1.° passo – Montar e balancear a equação química.

2.° passo – Escrever a proporção em mols (coeficientes da equação balanceada).

3.° passo – Adaptar a proporção em mols às unidades usadas no enunciado do exercício (massa, volume nas CNTP, n.° de moléculas etc).

4.° passo – Efetuar a regra de três com os dados do exercício.

Equações químicas

As reações que os elementos têm entre si para formar um composto são representadas por equações químicas. Exemplo da reação do hidrogênio com o oxigênio para formar água:



As substâncias no lado esquerdo são chamadas reagentes e, no lado direito, produtos. Os números antes dos símbolos (omitido se for 1) indicam a quantidade de moléculas. Os símbolos entre parênteses indicam o estado físico: (s) sólido, (l) líquido, (g) gasoso e (aq) solução aquosa (muitas substâncias só reagem em solução aquosa). Lembrar que a equação química indica a possibilidade de uma reação. Isto significa que a reação nem sempre ocorrerá com o simples contato físico das substâncias. Algumas precisam de aquecimento, outras,de meio aquoso, outras,de ignição (é o caso do exemplo),etc.

Uma equação química deve ser balanceada, isto é, cada elemento deve ter o mesmo número de átomos em ambos os lados da equação. No exemplo dado, esta condição está satisfeita. O balanceamento significa a necessária igualdade de massas entre os dois lados da equação uma vez que não pode haver perda ou ganho de massa.

Massa atômica, massa molecular

Em química, no lugar das unidades convencionais, a massa de um átomo é expressa em unidades de massa atômica (u) que equivale exatamente a 1/12 da massa do isótopo 12C (carbono 12). Na unidade comum, corresponde a 1,6605402 x 10-27 kg . Pelo fato de o carbono 12 possuir 6 prótons e 6 nêutrons, concluímos que a unidade de massa atômica é, aproximadamente, a massa de um próton ou de um nêutron(1 próton=1,0081u; 1 nêutron=1,0090u). O átomo de 12C foi escolhido como átomo padrão na construção das escalas de massas atômicas. Sua massa atômica foi fixada em 12u.

Unidade de massa atômica (u) é a massa de 1/12 do átomo de 12C.

Massa atômica de um átomo – É a massa desse átomo expressa em u. Indica quantas vezes a massa do átomo é maior que 1/12 da massa de 12C.

Massa atômica de um elemento – A massa atômica de um elemento é a massa média dos átomos desse elemento expressa em u. É igual à média ponderada das massas atômicas dos isótopos constituintes do elemento.

Funções Químicas

        O cloreto de sódio, sulfato de potássio e o bicarbonato de sódio, diferentemente do vinagre e do limão, apresentam sabor salgado. Mas quando dissolvidos em água também formam soluções que são boas condutoras de eletricidade.

        Já a cal hidratada (usada em pintura) e o leite de magnésia têm sabor adstringente ( "prende" a língua) e são substancias iônicas que possuem em sua composição química apenas o radical OH como íon negativo (ânion). E ambas conduzem bem a eletricidade quando em solução.

         Através desse exemplo, vocês podem perceber que determinados conjuntos de substancias apresentam propriedades que são comuns a todas as substancias pertencentes ao mesmo grupo.

        O grupo de substancias composta que possuem propriedades químicas semelhantes recebe o nome de função química.
       Existem quatro tipo de função química , que serão estudados a seguir: ácidos, bases e sal.

       O principal critério de classificação de uma substancias numa dessas funções é o tipo de íons que se formão quando ela é dissolvida em água.

FUNÇÃO ÁCIDO

      Consiste as seguintes substâncias: ácidos súlfurico, H2SO4; ácido nítrico, HNO3; ácido clorídrico, HCL; ácido sulfídrico, H2S.

      Todos esses ácidos possuem, em sua estrutura química, o elemento hidrogênio combinado com um ametal (CL, S) ou com um radical negativo (SO4, NO3).

     Podemos, assim, definir essa função da seguinte maneira:
    Função ácido é o grupo de compostos que em solução aquosa se ionizam, produzindo o cátion hidrogênio como íon positivo.

    Os ácidos apresentam as propriedades relacionados abaixo:

· Têm sabor azedo. O limão, por exemplo, é azedo porque contém ácidos do cítrico.

· Conduzem bem a eletricidade quando a solução. Por exemplo, para realizar a eletrólise (ou quebra de molécula por corrente elétrica) da água, fazemos passar uma corrente elétrica por uma porção de água acidulada, pois a água pura não é boa condutora de eletricidade.

· Alteram a cor dos indicadores. (Indicadores são substancias que têm a propriedade de mudar de cor; essa mudança de cor indica o caráter ácidos ou básico da solução). Por exemplo, a fenolftaleína vermelha se torna incolor quando a ela é acrescentado um ácido; o papel de tornassol azul fica vermelho quando mergulhado em ácido.

· Reagem com os hidróxido (bases), produzindo sal e água. O ácido clorídrico, por exemplo, reage com o hidróxido de sódio (soda cáustica), formando cloreto de sódio e água. Veja:

HCL + NaOH - NaCL + H2O

ácido + base - sal + água

Os ácidos podem ser classificados em dois grupos: hidrácidos e oxiácidos.

    Hidrácidos. Observe a formula dos seguintes ácidos: ácido iodídrico, HI; ácido sulfídrico, H2S; ácido clorídrico, HCL.

   Observe que esses ácidos não possuem átomos de oxigênio. Os hidrácidos são, portanto, os ácidos que possuem átomos de oxigênio.

     Oxiácidos. Considere agora os seguintes ácidos: ácido carbônico, H2CO3; ácido sulfuroso, H2so3; ácido sulfúrico, H2SO; ácido nitroso, HNO2; ácido nítrico, HNO3. Como você pode percebe, esses ácidos apresentam átomos de oxigênio. Os oxiácidos são, portanto, ácidos que possuem átomos de oxigênio.

NOME DOS ÁCIDOS

Você deve ter observado que os ácidos do grupo dos hidráxidos - que não apresentam oxigênio em sua composição - têm o nome terminado por ídrico.Assim, para escrever o nome dos ácidos do grupo hidrácidos você deve seguir este esquema:



ácidos nome do elemento ligado ao H + ídrico



Veja os exemplos:



· HI = ácidos iodo = ídrico = ácido iodídrico

nome do elemento



· HCL = ácido cloro + ídrico = ácido clorídrico

nome do elemento



· HS = ácido súlfur + ídrico = ácido sulfídrico

nome latino do elemento do enxofre



Quanto aos ácidos do grupo dos oxiácidos - que apresentam oxigênio em sua composição - , estes têm tem seu nome terminado por ico.



Para escrever o nome dos ácidos d0o grupo oxiácidos basta você obedecer ao seguinte esquema:



ácido Nome do elemento que vem no meio da formula + ico



Exemplos:



· H2CO3 = ácido carbônico + ico = ácido carbônico

nome do elemento central



· HNO3 = ácido nitrogênio + ico = ácido nítrico

nome do elemento central



· H3BO3 = ácido boro + ico = ácido bórico

nome do elemento central



Certos elementos químicos dão origem a mais de um ácido. O nitrogênio, por exemplo, dá origem dos ácidos HNO3 e HNO2. Nesse casos, para distinguir um ácido do outro se usa a terminação:



· oso para o ácido que tem menos oxigênio;

· ico para o ácido que tem mais oxigênio.



Assim:



· H2SO3 = ácido súfur + oso = ácido sulfuroso

nome latino do elemento central



· H2SO4 = ácido súlfur + ico = ácido súlfurico

nome latino do elemento central



· HCLO2 = ácido cloro + oso = ácido cloroso

nome do elemento central



· HCLO3 = ácido cloro + ico = ácido clóridico

nome do elemento central



Dependendo da quantidade de íons H+ liberados, os ácidos são classificados em fortes (exemplo: HNO3; HCL; H2SO4) e fracos (exemplo: H2S; H2CO3).





FUNÇÃO DE BASES



Vamos considerar agora as seguintes substâncias: hidróxido de sódio ou soda cáustica, NaOH; hidróxido de cálcio ou de pintura, Ca(OH)2; hidróxido de potássio, KOH.



Como você pode notar, estas substancias têm em sua estrutura química o radical OH. Elas são denominadas bases ou hidróxidos.



Assim, podemos definir a função base da seguinte forma:



Função base é o grupo de compostos que em solução aquosa se dissociam em íons, sendo o íon negativo o radical OH (hidroxila ou hidróxido).



As bases apresentam as propriedades relacionadas a seguir:



· Têm sabor adstringentes.

· conduzem bem a eletricidade, quando em solução.

· Torna vermelha a fenolftaleína incolor.

· Torna azul o papel de tornassol vermelho.

· Reagem com os ácidos, produzindo sal e água. Exemplo: o ácido sulfídrico e a soda cáustica reagem formando sulfeto de sódio e água.



Assim:



H2S + 2NaOH - Na2S + 2H2O

ÁCIDO BASE SAL ÁGUA





NOME DOS BASES



A denominação das bases é dada pela expressão hidróxido de seguida do nome do elemento.



Portanto, o esquema para escrever o nome das bases é o seguinte:



hidróxido de nome do elemento



Exemplos:



· AL(OH)3 = hidróxido de alumínio;

· KOH = hidróxido de potássio;

· Ca(OH)2 = hidróxido de cálcio.



Um mesmo elemento químico pode dar origem a duas bases. Nesse caso, usamos a terminação:



· oso para as bases em que for menor a valência do elemento ligado á hidroxila;

· ico para as bases em que for maior a valência do elemento ligado á hidroxila;



Veja o exemplo:

Fe(oh)2 = hidróxido ferroso

Fe(oh)3 = hidróxido férrico

Podemos também escrever o nome das bases sem a terminação oso ou ico, colocando a valência do elemento em algarismo romano. Veja:



Fe(oh)2 = hidróxido de ferro II

Fe(oh)3 = hidróxido férrico III





FUNÇÃO DO SAL



Considere as substâncias: cloreto de sódio, NaCL; iodeto de cálcio, CaI2; sulfato de potássio, K2SO4; nitrato de sódio, NaNO3.



Todas as substâncias constituídas por um cátion diferente de H+ combinado ionicamente com um ânion diferente de OH- são denominados sais.



Podemos então definir a função sal da seguinte forma:



Função sal é o grupo de substâncias iônicas que possuem um cátion diferente de h+ e um ânion diferente de OH-



Os sais apresentam as propriedades relacionadas abaixo:



· Têm sabor salgado. O cloreto de sódio, por exemplo, é uma substância que apresenta essa propriedade.



· Conduzem bem a eletricidade, quando em solução.



· São obtidas pelas reação de ácido com bases. Essa reação é denominada de reação de neutralização ou de salificação. Exemplo: o ácido clorídrico reage com o hidróxido de alumínio, produzindo cloreto de alumínio e água:



3HCL + AL(OH)3 - ALCL3 + 3H2O

ácido + base - sal + água



Os sais são classificados em dois tipos: oxigenados e não-oxigenados.



Sais oxigenados. São os sais que contêm oxigênio em sua fórmula.



Exemplos: sulfato de potássio, K2SO4; carbonato de cálcio, CaCO3.



Sais não oxigenados. São os sais que contêm oxigênio em sua fórmula. Exemplos: cloreto de sódio, NaCL; iodeto de cálcio, CaL2; sulfeto de ferro, FeS.





NOME DOS SAIS



Podemos escrever os nomes dos sais a partir da própria formula. Para isso, colocamos o nome do ânion seguido do nome do cátion. Por exemplo:



NaMO2 = nitrato de sódio

ânion cátion

CaS = sulfeto de cálcio

ânion cátion



Podemos também nomear os sais a partir dos ácidos que lhes deram origem.



No caso dos sais oxigenados, o nome deriva dos oxiácidos que lhes deram origem, fazendo as seguintes substituições:



· O sal NaNO2 se orientado ácido HNO2. Assim:



HNO2 = ácido nitroso

NaNO2 = nitrito de sódio



· O sal KCLO se origina do ácido HCLO. Assim:



HCLO = Ácido hipocloroso

KCLO = hipoclorito de potássio



Quantos aos sais não-oxigenados, o nome deriva do nome dos hidrácidos que lhes deram origem, fazendo a seguinte substituição:



Veja aos dois exemplos:



· O sal NaCL se origina do ácido HCL. Assim:



HCL = ácido clorídrico

NaCL = cloreto de sódio



· O sal CaS se orienta do cálcio H2S. Assim:



H2S = ácido sulfídrico

CaS = sulfeto de cálcio



Pelo que foi até aqui, você deve ter percebido que ácidos bases e sais, quando em meio aquoso, formam íons e que esses íons conduzem bem a eletricidade. Por isso substâncias são chamadas eletrólitos.



Autoria: Andréia Rolim

LIGAÇÕES QUÍMICAS

LIGAÇÕES QUÍMICAS

    São as ligações entre átomos.

   Os átomos ligam-se uns aos outros e formam as moléculasEssas diferentes composições formam os compostos químicos.

Relembrando :

ÁTOMO

é composto por:

A) Um núcleo — que é toda a massa do átomo (A) e é constituído de:

i. Prótons (constituídos de partículas carregadas positivamente)

ii. Neutrons (constituídos de partículas eletricamente neutras)

B) Elétrons — que giram em torno do núcleo (eletrosfera) em órbitas específicas e são constituídos de partículas carregadas negativamente.

Observação:

      Na maioria dos casos, o número de elétrons e prótons em um átomo é o mesmo, tornando o átomo de carga neutra. Os nêutrons são neutros. Seu propósito no núcleo é manter os prótons unidos. Em função de todos os prótons terem a mesma carga e naturalmente repelirem um ao outro, os nêutrons servem de "cola" para manter os prótons firmemente ligados ao núcleo.

 

A MOLÉCULA

a) é composta por um conjunto de átomos

b) cada átomo do conjunto possui, isoladamente, propriedades diferentes, por exemplo:

O ferro é um metal magnético, duro e de cor cinza;

O oxigênio é um gás de cor azulada

Ferro + Oxigênio = Ferrugem;

A Ferrugem é um pó de cor castanho-avermelhada.

O ÁTOMO NEUTRO

      É aquele que possui o número de elétrons orbitando igual ao número de prótons no núcleo. Assim, o átomo neutro apresenta uma estrutura ESTÁVEL.

       O número de prótons no núcleo determina o comportamento de um átomo. Por exemplo, se você combinar 13 prótons com 14 nêutrons para criar um núcleo e, então, fizer girar 13 elétrons em torno do núcleo, você obtém um átomo de alumínio. Se você agrupar milhões de átomos dessa maneira, obterá a substância chamada alumínio; com ela você pode criar latas, filmes e revestimentos. Todo o alumínio que você encontra na natureza é chamado alumínio-27. "27" é o número de massa atômica (a soma do número de nêutrons e prótons no núcleo). Se você pudesse separar um átomo de alumínio, colocá-lo em uma garrafa e fazê-lo voltar vários milhões de anos, ele ainda seria um átomo de alumínio. O alumínio-27 é chamado de átomo estável . Até cerca de 100 anos, pensava-se que todos os átomos eram estáveis como ele (http://ciencia.hsw.uol.com.br/radiacao-nuclear1.htm).

      Mas hoje se sabe que os gases nobres são as únicas substâncias formadas por átomos isolados, portanto os únicos átomos estáveis são os átomos que constituem os gases nobres.

     Por natureza, todos os sistemas tendem a adquirir a maior estabilidade possível, é por isso que existem as LIGAÇÕES QUÍMICAS, que nada mais são do que as ligações entre os átomos instáveis em busca da estabilidade.

     Sabemos que os elétrons giram em torno do núcleo, na eletrosfera, por meio de órbitas(geralmente ilustradas nos livros didáticos por linhas imaginárias).Cada órbita da eletrosfera é denominada CAMADA. ELETRÔNICA, ou NÍVEL.

     A representação universal das camadas eletrônicas consiste no seguinte:

a) São 7 camadas: K L M N O P Q

b) A equação utilizada para descriminar quantos elétrons cada camada possui é:

X = 2.n2 — Onde: X = número de elétrons

N = número quântico principal que corresponde àquela determinada camada.

Aplicando a equação teríamos:

K L M N O P Q

2 8 18 32 50 72 98

No entanto

      Cada camada eletrônica suporta um número máximo de elétrons. Os 110 elementos químicos conhecidos até agora contém os seguintes máximos para cada camada:

K L M N O P Q

2 8 18 32 32 18 2

    A quantidade de elétrons indica a quantidade de camadas que o átomo possui.

A CAMADA DE VALÊNCIA

    É a camada eletrônica mais externa, ou seja, a última camada da eletrosfera de um átomo. Em uma ligação química (ou ligação eletrônica), a camada de valência pode receber ou fornecer elétrons.

VALÊNCIA

     É o número de ligações que um átomo precisa fazer para adquirir uma configuração estável, como a configuração de um gás nobre.

     Com exceção do hélio, os gases nobres (listados na coluna 8ª da Tabela Periódica) apresentam oito elétrons na camada de valência, observe:

K L M N O P Q

He (Z = 2) 2

Ne (Z = 10) 2 8

Ar (Z = 18) 2 8 18 8

Kr (Z = 36) 2 8 18 18 8

Xe (Z = 54) 2 8 18 32 18 8

Rn (z = 86) 2 8 18 32 32 18 8

TEORIA DO OCTETO

      Surgiu com a associação entre estabilidade dos gases nobres e o fato de possuíram 8 elétrons na última camada.

     Para atingir uma situação estável, os átomos tendem a buscar uma estrutura eletrônica cuja camada de valência contenha 8 elétrons igual ao gás nobre que tenha o número atômico mais próximo.

      Os átomos menores em número de elétrons tendem a alcançar o dueto, ou seja, procuram conseguir dois elétrons na camada de valência como o hélio: (Z = 2), logo 1s2. É o caso do hidrogênio e do lítio.

       Por ser a última camada, quando dois átomos se encontram a camada de valência de um toca a camada de valência do outro. A observação dos átomos já conhecidos, permite estabelecer algumas regras para a ligação eletrônica:

1º quando um átomo tiver 8 elétrons na camada de valência, existira uma “estabilidade” e ele não se ligará a outros átomos. Por isso não se pode formar nenhum composto químico com os gases nobres hélio (He); neônio (Ne); argônio (Ar); criptônio (Kr); xenônio (Xe); e randônio (Rn).

2º Quando um átomo possuir menos de 8 elétrons na camada de valência, ele tende a “associar-se” a outros átomos para completar ou eliminar a camada incompleta.

3º Com 1, 2 ou 3 elétrons na última camada, o átomo procura eliminar.

4º Com 5, 6, 7 elétrons na camada de valência, a tendência é completar.

5º Com 4 elétrons na última camada, tanto faz eliminar ou completar, dependerá do elemento químico em questão.Existe, então, uma regra prática para verificar a distribuição eletrônica de um átomo. No entanto, é importante saber que essa regra tem muitas exceções.

       Levando-se em conta a representação universal das camadas (K L M N O P Q), distribui-se os elétrons do elemento químico, levando-se em conta a quantidade máxima de elétrons em cada camada, até chegar à camada de valência do elemento em questão.

Observe

Lembrando mais uma vez que o número atômico Z = nº de prótons, e que um átomo neutro possui nº de prótons = nº de elétrons, para um elemento cujo nº atômico é 20 (Z = 20) temos a seguinte representação:

Nº máximo

de e- 2 8 18 32 32 18 2

Camadas K L M N O P Q

20 Ca (Z=20) 2 8 ? ?

Colocando 2 na 1ª camada; mais 8 na segunda, na terceira camada, onde cabe 18 elétrons, você poderia colocar 10, dessa forma completaria a quantidade de elétrons que os átomos do cálcio possuem. No entanto, na última camada cabem apenas 8 elétrons. Se isso bastasse, talvez você pudesse escrever assim:

Nº máximo

de e- 2 8 18 32 32 18 2

Camadas K L M N O P Q

20 Ca (Z=20) 2 8 9 1

     No entanto, o mínimo de elétrons que pode ter em uma camada é 2, sendo assim, o correto no caso do cálcio (20Ca) é escrever:

Nº máximo

de e- 2 8 18 32 32 18 2

Camadas K L M N O P Q

20 Ca (Z=20) 2 8 8 2

 

Por: Pré-vestibular Humanista