Ensino Médio
Química
10 Ano
ENSINO MÉDIO
QUÍMICA
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MODELOS ATÔMICOS
A QUÍMICA
Uma ciência é definida como um conjunto organizado de conhecimentos sobre um
assunto definido. A química é uma ciência e acumula conhecimentos há 200 anos, sobre
as transformações que envolvem matéria e energia.
Todas as transformações que modificam a natureza da matéria são processos químicos
independentemente de serem naturais ou controlados pelo homem.
A maior importância da química é a criação de novos materiais que são responsáveis
pelo desenvolvimento tecnológico em todas as áreas. Com o conhecimento do
comportamento da matéria, é possível produzir materiais melhores o que acarreta uma
melhor qualidade de vida. O conforto da vida moderna só foi possível devido ao
desenvolvimento de novas substâncias.
Aprendendo química, você vai conhecer o comportamento das substâncias com que
você convive para lidar com elas de maneira segura. Você aprende a pensar de forma
lógica que vai ajudá-lo na solução dos seus problemas do dia-a-dia.
A MATÉRIA
Conceituamos a matéria como sendo tudo aquilo que tem massa, ocupa lugar no espaço
e conseqüentemente tem volume. Exemplos de matéria: madeira, ferro, água, ar, etc.
Quando limitamos a matéria, denominamos esta porção limitada de corpo. Exemplos de
corpos: tábua de madeira, barra de ferro, cubo de gelo, etc.
Quando o corpo devido a sua forma se presta a uma finalidade ou uso, é denominado
objeto. Exemplos de objetos: cadeira, faca, mesa, etc.
No ano 450 a.C., dois filósofos gregos, Demócrito de Abdera e Leucipo de Mileto
imaginaram que se dividissem um corpo sucessivamente chegariam a menor partícula
da matéria que denominaram de átomo (indivisível). Qualquer tipo de matéria seria
constituída de átomos.
SUIBSTÂNCIA SIMPLES E COMPOSTA
Grupos de átomos iguais são chamados elementos químicos que são representados por
símbolos.
Elemento
Hidrogênio
Carbono
Alumínio
Cobalto
Ferro
Símbolo
H
C
Al
Co
Fe
Sempre o símbolo de um elemento terá a
primeira letra maiúscula. Se tiver mais de
uma letra, as demais serão minúsculas.
Os átomos podem se ligar entre sí formando uma infinidade de espécies químicas ou
substâncias. Cada substância é representada por uma fórmula.
O número colocado após o símbolo de cada
elemento indica o número de átomos com
que este elemento participa na estrutura da
substância. Na ausência de número,
consideramos 1.
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H2
Gás hidrogênio
S8
Enxôfre
H2O Água
O2
Oxigênio
Quando as substâncias são formadas por átomos de um mesmo elemento químico, são
denominadas substâncias simples. Exemplos: H2, Cl2, O2, N2.
Pode ocorrer que átomos de um elemento químico formem mais de uma substância
simples. A este fenômeno denominamos alotropia. Assim:
O2 Oxigênio
O3 Ozona
Oxigênio e ozona são formas alotrópicas do oxigênio.
As substâncias alotrópicas podem diferir na atomicidade como o oxigênio e ozona ou na
estrutura cristalina. O carvão, grafite e o diamante são formas alotrópicas do carbono
diferindo apenas na estrutura cristalina.
As substâncias compostas são formadas por átomos de elementos químicos diferentes.
Exemplos: H2O (água), CH4 (metano).
MODELOS ATÔMICOS
Em 1803 o cientista John Dalton baseado nas leis:
- Lei da Conservação das Massas de Lavoisier: Na natureza nada se cria, nada se perde,
tudo se transforma ou seja, a massa não se modifica quando a matéria sofre uma
transformação.
- Lei das Proporções Fixas de Proust: Quando diferentes matérias participam de uma
transformação, elas o fazem sempre na mesma proporção.
criou um modelo atômico retomando a idéia dos filósofos gregos.
Toda espécie de matéria é formada por átomos. Estes são esferas
maciças, homogêneas, indivisíveis e indestrutíveis.
Em 1856 foi descoberto o elétron, partícula de pequena massa e
carga negativa (raios catódicos). Em 1886 Eugen Goldstein
descobriu os prótons, partículas com massa muito maior que a do
elétron e carga positiva.
Com a descoberta de partículas menores que os átomos, o modelo
atômico de Dalton não era mais adequado.
- - - - --
Xxxxxxxxxxxxxxxxxxxxxxxxxxxxxxxxxxxxxxxxxxxxxxxxxxxxx
xxxxxx
Em 1898, Thomson sugeriu um novo modelo atômico: o átomo
seria uma esfera maciça com carga positiva com elétrons
incrustados.
Em 1911, Ernest Rutherford bombardeou uma finíssima lâmina de ouro com partículas
α, cuja carga elétrica é +2, emitidas pelo Polônio, um material radioativo.
Rutherford observou:
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- a maioria das partículas α atravessou a lâmina de ouro sem sofrer desvio na trajetória.
- algumas partículas foram rebatidas.
- algumas partículas foram desviadas.
Com base nestas observações Rutherford criou um novo modelo atômico que ficou
conhecido como modelo planetário. O átomo teria um núcleo muito pequeno onde
estariam os prótons e uma parte extensa em torno do núcleo chamada de eletrosfera
onde estariam os elétrons girando em torno do núcleo. Para termos uma idéia de
proporção, o diâmetro do átomo é 100.000 vezes maior que o seu núcleo. Isto significa
que se um átomo tiver um núcleo de 1m de diâmetro, sua eletrosfera terá 100 km.
Em 1913, Niels Bohr criou um novo modelo atômico baseado em espectros de emissão.
Como as leis da física não conseguiam explicar o comportamento de coisas muito
pequenas como o átomo, Max Planck introduziu uma teoria denominada teoria dos
quanta. Esta teoria afirma que a energia se propaga de forma descontínua, como
“´pacotinhos de energia” denominados quantum. Com base nesta teoria, Bohr
aperfeiçoou o modelo de Rutherford posicionando os elétrons em níveis de energia e
baseou as alterações nos seguintes postulados:
- o átomo tem núcleo positivo em torno do qual se movem os elétrons em órbitas
circulares.
- A eletrosfera é dividida em camadas ou níveis de energia.
- O elétron em seu nível de energia, mantém sua energia isto é não perde nem ganha
energia espontaneamente.
- Se receber energia externa, o elétron saltará para um nível de energia mais externo.
- Após receber energia, o elétron volta ao seu nível original perdendo a mesma
quantidade de energia que recebeu mas somente na forma de luz.
Assim ficou então o modelo de Rutherford – Bohr
Núcleo
K
L
M
N
O
P
Q
Camadas ou Níveis de Energia
Na década de 1930 foi descoberto o nêutron, partícula sem carga porém com massa
aproximadamente do próton. Atualmente sabe-se que os nêutrons ficam no núcleo
juntamente com os prótons e os elétrons distribuídos em níveis de energia. Praticamente
toda a massa do átomo está concentrada no núcleo.
a massa do próton é 1840 vezes a do elétron.
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NÚMERO ATÔMICO
Átomos do mesmo tipo possuem o mesmo número de prótons que é denominado
número atômico (Z).
Z=p
Z = p = e (em átomos neutros)
sendo p o número de prótons, e o número de elétrons.
NÚMERO DE MASSA
Como praticamente toda a massa do átomo está contida em seu núcleo, consideramos o
número de massa (A) o conjunto das partículas do núcleo que conferem a massa ao
átomo.
A=p+n
A=Z+n
n=A–Z
sendo n o número de nêutrons. Representamos o número atômico e o número de massa
da seguinte maneira, junto ao símbolo do elemento:
ZX
A
Exemplos: 11Na23 ,
56
27Fe
,
127
53I
,
238
92U
PROPRIEDADES INTERNUCLEARES
Átomos que possuem o mesmo número de prótons e número de nêutrons diferentes são
denominados isótopos. Isto significa que um mesmo elemento pode apresentar átomos
de número de massa diferentes. Por este motivo, encontraremos massas atômicas
fracionárias. Esta é calculada pela média ponderada dos números de massa dos isótopos
existentes na natureza. Exemplo:
O Magnésio (Z=12) possui 3 isótopos naturais:
24
12Mg
25
12Mg
26
12Mg
79%
10%
11%
Assim, a massa atômica do Magnésio será:
24 . 79 + 25 . 10 + 26 . 11 24,32
=
100
Átomos isótopos possuem propriedades químicas iguais porque são átomos do mesmo
elemento químico.
Átomos isóbaros possuem o mesmo número de massa. Isto significa que possuem
número de prótons e nêutrons diferentes porém a sua soma é igual.
Argônio (Ar)
Cálcio (Ca)
18 prótons
20 prótons
22 nêutrons
20 nêutrons
A = 40
A = 40
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Átomos isóbaros são de elementos químicos diferentes e portanto todas as suas
propriedades são diferentes.
Átomos que possuem o mesmo número de nêutrons são denominados isótonos. Isto
significa que estes átomos possuem número de prótons e número de massa diferentes.
Carbono (C)
Nitrogênio (N)
6 prótons
7 prótons
6 nêutrons
6 nêutrons
A = 12
A = 13
Átomos isótonos são de elementos químicos diferentes e portanto todas as suas
propriedades são diferentes.
DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA
A ELETROSFERA
De acordo com os postulados do modelo atômico de Rutherford-Bohr, os elétrons se
movimentam ao redor do núcleo sem perder ou ganhar energia. A cada nível de energia
corresponde uma determinada quantidade de energia.
Para os átomos dos 110 elementos químicos conhecidos, que estejam no seu estado
fundamental, existem apenas 7 níveis de energia designados pelos números de 1 a 7 ou
pelas letras maiúsculas K, L, M, N, O, P, Q.
A energia dos níveis mais afastados do núcleo é maior do que a energia dos níveis mais
internos.
Cada nível de energia possui sub-níveis. Existem 4 tipos de sub-níveis desigados pelas
letras s, p, d, f que podem conter no máximo 2, 6, 10, 14 elétrons respectivamente.
Assim:
Nível de energia
No máx. de
Sub-níveis
No máx. de
elétrons
elétrons
1
2
s
2
2
8
s, p,
2, 6
3
18
s, p, d
2, 6, 10
4
32
s, p, d, f
2, 6, 10, 14
5
32
s, p, d, f
2, 6, 10, 14
6
18
s, p, d
2, 6, 10
7
2
s
2
A notação para se identificar o número de elétrons em um sub-nível é:
1s1 – 1 elétron no sub-nível s nível 1
3d8 – 8 elétrons no sub-nível d do nível 3
Os elétrons irão ocupar sempre o sub-nível de menor energia disponível. Para fazer a
distribuição eletrônica precisamos então conhecer a ordem crescente de energia dos subníveis.
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O cientista Linus Pauling calculou a energia de cada sub-nível e criou o seguinte
diagrama:
1K
2L
3M
4N
5O
6P
7Q
1s2
2
2s
2
3s
4s2
5s2
6s2
2
7s
6
2p
6
10
3p 3d
4p6 4d10 4f14
5p6 5d10 5f14
6p6 6d10
O aumento de energia é indicado pelas setas a
partir da primeira diagonal paralela.
Exemplos de distribuição eletrônica:
26Fe
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6
35Br
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5
Para facilitar, a seqüência seguindo o diagrama será:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10
Conhecendo a distribuição eletrônica nos sub-níveis de energia, podemos fazer a
distribuição nos níveis:
O número que antecede os sub-níveis,
indica o nível de energia. Assim, somamos
os elétrons dos sub-níveis do mesmo nível.
DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA DE ÍONS
Os átomos podem em determinadas circunstâncias perder ou ganhar elétrons. Assim, se
um átomo ganhar elétrons ficará com carga negativa igual ao número de elétrons
recebidos. Se ele perder elétrons ficará com carga positiva igual ao número de elétrons
perdidos.
Átomos com carga são denominados íons.
Carga positiva: cátions
Carga negativa: ânions
Para fazer a configuração eletrônica do íon, basta acrescentar ou subtrair os elétrons
correspondentes, ganhos ou perdidos.
+1
A carga +1 do íon indica que o átomo de Na perdeu 1 elétron. Assim,
11 – 1
11Na
= 10. Vamos configurar 10 elétrons:
+1
(1s2 2s2 2p6 )+1
11Na
17Cl
-1
A carga -1 do íon indica que o átomo de Cl recebeu 1 elétron. Assim, 17 + 1 = 18.
Vamos configurar 18 elétrons.
-1
(1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 )-1
17Cl
16S
-2
(1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 )-2
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CAMADA DE VALÊNCIA
A camada ou nível de energia mais externo de um átomo no seu estado fundamental é
denominada camada de valência. Os elétrons que ocupam a camada de valência são
denominados de elétrons de valência.
Assim:
2
2
6
2
6
2
10
5
35Br 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p
Camada de valência: 4ª camada
Elétrons de valência: 7 (5 + 2)