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Na Teoria do Octeto, criada por Gilbert Newton Lewis (1875-1946), químico estadunidense e Walter Kossel (1888-1956), físico alemão, surgiu a partir da observação de alguns gases nobres e algumas características como por exemplo, a estabilidade desse elementos preenchidas por 8 eletrões na Camada de Valência.

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A partir disso, a "Teoria ou Regra do Octeto" postula que um átomo adquire estabilidade quando possui 8 eletrões na camada de valência (camada eletrônica mais externa), ou 2 eletrões quando possui apenas uma camada.

Para tanto, o átomo procura sua estabilidade doando ou compartilhando eletrões com outros átomos, donde surgem as ligações químicas.

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Também chamada de ligação molecular, as ligações covalentes são ligações em que ocorre o compartilhamento de eletrões para a formação de moléculas estáveis, segundo a Teoria do Octeto; diferentemente das ligações iônicas em que há perda ou ganho de eletrões.

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Além disso, os pares eletrônicos é o nome dado aos eletrões cedido por cada um dos núcleos, figurando o compartilhamento dos eletrões das ligações covalentes.

Como por exemplo a molécula de água H2O: H - O - H, formada por dois átomos de hidrogênio e um de oxigênio em que cada traço corresponde a um par de eletrões compartilhado formando um molécula neutra, uma vez que não há perda nem ganho de eletrões nesse tipo de ligação.

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Também chamada de ligação coordenada, a ligação covalente dativa é semelhante à dativa, porém ela ocorre quando um dos átomos apresenta seu octeto completo, ou seja, oito eletrões na última camada e o outro, para completar sua estabilidade eletrônica necessita adquirir mais dois eletrões.

Representada por uma seta um exemplo desse tipo de ligação é o composto dióxido de enxofre SO2: O = S → O

Isso ocorre porque é estabelecida uma dupla ligação do enxofre com um dos oxigênios a fim a de atingir sua estabilidade eletrônica e, além disso, o enxofre doa um par de seus eletrões para o outro oxigênio para que ele fique com oito eletrões na sua camada de valência.

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É a ligação que ocorre entre os metais, elementos considerados eletropositivos e bons condutores térmico e elétrico. Para tanto, alguns metais perdem eletrões da sua última camada chamados de "eletrões livres" formando assim, os catiões.

A partir disso, os eletrões liberados na ligação metálica formam uma "nuvem eletrônica", também chamada de "mar de eletrões" que produz uma força fazendo com que os átomos do metal permaneçam unidos. Exemplos de metais: Ouro (Au), Cobre (Cu), Prata(Ag), Ferro (Fe), Níquel (Ni), Alumínio (Al), Chumbo (Pb), Zinco (Zn), entre outros.

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Neste tipo de ligação covalente, os átomos “dividem” dois eletrões de cada elemento buscando a estabilidade de ambos, de acordo com a regra do octeto. No caso da água (H₂O), há o compartilhamento de um eletrão de cada átomo de hidrogênio com os elétrons de apenas um átomo de oxigênio.

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Neste tipo de ligação covalente, os átomos “dividem” três eletrões de cada elemento buscando a estabilidade de ambos, de acordo com a regra do octeto. No caso do gás nitrogênio (N2), quando há a formação da molécula do gás, há o compartilhamento de três eletrões de cada átomo de nitrogênio entre si.

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A tabela periódica dos elementos químicos é conhecida como uma ótima fonte de informação quando se deseja saber características sobre os elementos, como: verificar quais são metais, quais os mais densos, os mais pesados ou reativos. Entretanto, a tabela periódica nem sempre foi assim, organizada e completa: dispor os elementos obedecendo as suas semelhanças já foi motivo de muita discussão e estudo científico, e, embora a tabela atual seja mais eficiente, sua formação é derivada de tantas outras mais primitivas.

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Johann W. Döbereiner (1780-1849), cientista alemão, observou que muitos elementos podiam ser agrupados três a três (tríades) de acordo a certas semelhanças com as massas atômicas:

->Proximidade

Fe = 56u

Co = 59u

Ni = 58u

Como se pode perceber, o Ferro, o Cobalto e o Níquel possuem massas atômicas muito próximas.

->Diferença comum

Li = 7u

Na = 23u

K = 39u

Observe que, a diferença entre as massas dos elementos consecutivos na ordem crescente é igual a 16. De fato: 23 - 7 = 16; 39 - 23 = 16.

->Média aritmética

Ca = 40u

Sr = 88u

Ba = 137u

Efetuando-se a média aritmética entre as massas do Cálcio e do Bário obtém-se a massa atômica aproximada do Estrôncio: 137+40 = 177; 177/2 = 88,5.

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Considera-se elementos semelhantes aqueles que se encontram na mesma vertical, como o Carbono e o Silício; Nitrogênio e Fósforo.
Alexander Béguyer de Chancourtois (1820-1886), geólogo francês, organizou os elementos da seguinte forma: inicialmente, dividiu a superfície de um cilindro em 16 colunas e inúmeras horizontais; atribuiu ao oxigênio a massa 16u; traçou uma linha helicoidal que começava pelo oxigênio (ponto 0) e terminava no décimo sexto elemento mais pesado, até onde a linha alcançava. Repetiu esse procedimento até que todos os elementos fossem alocados nas linhas divisórias.

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John A. R. Newlands (1838-1898), professor de química e industrial inglês, idealizou a classificação dos elementos pela ordem crescente de massa atômica, em grupos de 7 e dispostos lado a lado. Logo percebeu que as propriedades químicas eram semelhantes ao primeiro e oitavo elementos – a contar da esquerda para a direita -, como as notas musicais que se repetem a cada oitava.

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Assim, os elementos que seguem a mesma linha vertical possuem as mesmas características químicas, como o lítio, o sódio e o potássio; o magnésio e o Cálcio.

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Esse método de distribuição foi considerado ineficaz porque era muito restrito e só atendia a alguns elementos.

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Também chamada de ligação eletrovalente, esse tipo de ligação é realizada entre iões (catiões e aniões), daí o termo "ligação iônica".

Os iões são átomos que possuem uma carga elétrica por adição ou perda de um ou mais eletrões , portanto um anião, de carga elétrica negativa, se une com um catião de carga positiva formando um composto iônico por meio da interação eletrostática existente entre eles.

Exemplo: Na⁺Cl⁻ = NaCl (cloreto de sódio ou sal de cozinha)

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A aceitação desse método foi pequena, pois os valores das massas atômicas eram, muitas vezes, errôneos e imprecisos.

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Esse modelo também foi banido por apresentar problemas, novamente, com os valores das massas atômicas. Ou seja, alguns elementos estavam em lugares errados: o cloro e o flúor, por exemplo, não possuem características semelhantes ao Cobalto ou ao Níquel.

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Considera-se elementos semelhantes aqueles que se encontram na mesma vertical, como o Carbono e o Silício; Nitrogênio e Fósforo.

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Nem sempre o homem pensou que o átomo é como o conheces atualmente. Foi uma ideia que evoluiu ao longo dos anos. Apesar do primeiro modelo atómico ter sido apresentado já no séc. XIX, a ideia de que a matéria é feita de pequeníssimos corpúsculos surgiu há muito, muito tempo.

Na Grécia Antiga, século V a.C., o filósofo grego Leucipo e seu discípulo Demócrito imaginaram a matéria como sendo constituída por pequeníssimas partículas indivisíveis - os átomos, como lhes chamaram. Concluiram que a matéria não poderia ser infinitamente divisível. Se a partíssemos variadas vezes, chegaríamos a uma partícula muito pequena, indivisível e impenetrável a que se denominou átomo.

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Esta é uma palavra de origem grega que deriva de "a + thomos" , que significa "sem divisão".

Era uma ideia muito avançada para esta altura, mas não havia possibilidade de fazer observações que a pudessem apoiar.

Só muito mais tarde, com a evolução da tecnologia é que foi possível obter evidências experimentais.

Assim, esta ideia de que os átomos seriam pequenas partículas indivisíveis perdurou durante mais de vinte séculos!

Foram vários os modelos atómicos propostos ao longo do tempo, e o modelo atualmente aceite como válido chama-se modelo da nuvem eletrónica.

Vamos então ver de seguida as características de cada um desses modelos.

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John Dalton, no séc. XIX (a partir de 1803), retomou a ideia dos átomos como constituintes básicos da matéria. Para ele os átomos seriam partículas pequenas, indivisíveis e indestrutíveis. Cada elemento químico seria constituído por um tipo de átomos iguais entre si. Quando combinados, os átomos dos vários elementos formariam compostos novos.

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Assim, na sequência dos seus trabalhos, concluiu que:

->Os átomos que pertencem a elementos químicos diferentes, apresentam massas diferentes, assim como propriedades químicas diferentes.

->Os compostos são associações de átomos de elementos químicos diferentes.

->As reações químicas podem ser explicadas com base no rearranjo dos átomos, de acordo com a lei de Lavoisier

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Em 1897, Thomson descobriu partículas negativas muito mais pequenas que os átomos, os eletrões, provando assim que os átomos não eram indivisíveis.

Formulou a teoria de que os átomos seriam uma esfera com carga elétrica positiva onde estariam dispersos os eletrões suficientes para que a carga total do átomo fosse nula

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Mais tarde, em 1911, Rutherford demonstrou que a maior parte do átomo era espaço vazio, estando a carga positiva localizada no núcleo (ponto central do átomo), tendo este a maior parte da massa do átomo. Os eletrões estariam a girar em torno do núcleo.

Rutherford também descobriu a existência dos protões, as partículas com carga positiva que se encontram no núcleo.
Este Modelo não explicava porque é que os eletrões não caem no núcleo, devido à atração que apresentam pelas cargas positivas aí existentes.

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Dois anos depois, em 1913, Bohr apresentou alterações ao modelo de Rutherford:

Os eletrões só podem ocupar níveis de energia bem definidos;

Os eletrões giram em torno do núcleo em órbitas com energias diferentes.

As órbitas interiores apresentam energia mais baixa e à medida que se encontram mais afastadas do núcleo o valor da sua energia é maior.

Quando um eletrão recebe energia suficiente passa a ocupar uma órbita mais externa (com maior energia) ficando o átomo num estado excitado. Se um eletrão passar de uma órbita para uma outra mais interior liberta energia.

Os eletrões tendem a ter a menor energia possível - estado fundamental do átomo.

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Este é o modelo atualmente aceite, tendo sido proposto na década de 1920, a par do desenvolvimento da mecânica quântica.

No núcleo (centro) do átomo estão os protões e os neutrões, enquanto que os eletrões giram em seu redor. Na figura ao lado está representada a nuvem eletrónica de um átomo. Esta nuvem representa a probabilidade de encontrar os eletrões num determinado local do espaço.

Os eletrões de um átomo ocupam determinados níveis de energia (o número de eletrões em cada nível de energia é expresso pela distribuição eletrónica).

Os principais cientistas responsáveis por esta proposta foram Heisenberg, Schrödinger e Dirac. No entanto houve também outras contribuições importantes que permitiram que chegássemos ao modelo que hoje consideramos como válido.

É de referir que a descoberta do neutrão é posterior a esta data, tendo sido provada a sua existência por James Chadwick, em 1932, apesar de já previsto por Rutherford

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Dispersão é genericamente, uma mistura de duas ou mais substâncias em que as partículas de uma fase (fase dispersa) se encontram distribuídas no seio da outra (fase dispersante)

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As dispersões são classificadas em: , colóides e soluções. A diferença entre essas dispersões está relacionada com as características das partículas dispersas.

Angstrom (Å)
1 Å = 10⁻⁸ cm = 10⁻¹⁰ m

Nanômetro (nm)
1nm = 10⁻⁹ m = 10Å

Colóide

As partículas dispersas dos colóides apresentam em média diâmetro inferior a 1000Å (100mn), sendo assim, somente através de um ultramicroscópio é que podemos fazer a sua visualização.

Exemplos:
Espuma, que é formada por bolhas de gás dispersas num líquido
Nuveme e neblina, referem-se a gotículas de água dispersas em um gás, que no caso é o ar atmoférico.

Solução

As soluções possuem as menores partículas dispersas, íons e/ou moléculas, possuindo diâmetro inferior a 10Å (1nm), não podendo, portanto, serem visualizadas por nenhum tipo de instrumento de pesquisa.

Mais adiante iremos nos aprofundar mais no estudo das soluções, que é o grupo mais importante.

Exemplos:

Açúcar dissolvido em água.
Toda mistura de gases.
NaCι dissolvido em água.

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As soluções e os seus estados físicos

Uma solução é uma mistura homogénea constituída por um solvente, que é a fase dispersante, e por um ou mais solutos, que são a fase dispersa.

As soluções cujo o solvente e a água designam-se soluções aquosas.

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Critérios para escolha de solvente e do soluto

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Critérios para escolha de solvente e do soluto

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Soluto é a substância que encontra-se dispersa no solvente. Corresponde a substância que será dissolvida. Geralmente, apresenta-se em menor quantidade na solução.

Solvente é a substância na qual o soluto será dissolvido para formação de um novo produto. Apresenta-se em maior quantidade na solução.

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A solubilidade dos sais é uma forma de classificação que nos mostra a capacidade que essas substâncias inorgânicas possuem de se dissolver ou não em água.

Conhecer a solubilidade dos sais é importante porque, quando eles se dissolvem em água, sofrem o fenômeno da dissociaçao(liberação de catioes e anioes).

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A solubilidade exprime a maior ou menor capacidade que as substancias tem de se dissolverem num dado solvente, a uma determinada temperatura.

No caso de soluções liquidas, a solubilidade pode exprimir-se:

Quantidade de soluto por volume solução

Massa de soluto por volume de solução

Massa de soluto por 100g de água

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Soluções insaturadas, saturada e sobresaturadas

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Soluções insaturadas, saturada e sobresaturadas

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Soluções insaturadas, saturada e sobresaturadas

Há substancias que se dissolvem uma nas outras em quaisquer proporções.
A proporção entre as quantidades relativas de soluto e de solvente poderá conduzir a três tipos de soluções.

Solução saturada

São aquelas que atingiram o coeficiente de solubilidade. Está no limite da saturação. Contém a máxima quantidade de soluto dissolvido, está em equilíbrio com o soluto não dissolvido em determinada temperatura.

Solução insaturada (não saturada)

São aquelas que contêm menos soluto do que o estabelecido pelo coeficiente de solubilidade.

Não está em equilíbrio, porque se for adicionado mais soluto, ele se dissolve até atingir a saturação.

Solução sobresaturadas

São aquelas que contêm mais soluto do que o necessário para formar uma solução saturada, em determinada temperatura.

Ultrapassa o coeficiente de solubilidade. São instáveis e podem precipitar, formando o chamado precipitado (ppt) ou corpo de chão.

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A temperatura é o único fator capaz de modificar a solubilidade de um soluto em um determinado solvente sem que a quantidade deste seja alterada. Por exemplo, se o soluto for um gás, sempre haverá uma maior quantidade dissolvida quando a temperatura do solvente for menor, ou seja, quanto mais frio, mais dissolvido será o gás.