Atomística Demócrito Demócrito – 460-370 a.C. Filósofo grego. A matéria é formada por partículas indivisíveis chamadas átomos. Lavoisier NADA SE PERDE NADA SE CRIA TUDO SE TRANSFORMA Dalton BASEADO NA LEI DE CONSERVAÇÃO DE MASSA OU LEIS PONDERAIS “Bola De Bilhar” Thomson J.J.Thomson – 1856-1940 Físico Inglês Descobridor do elétron “Pudim de Passas” O átomo é composto de elétrons embebidos em uma região de carga positiva, como as passas num pudim. Marie Curie • Descobriu a Radioatividade com Pierre Curie e Becquerel. • Descobriu dois novos elementos químicos: Rádio e Polônio. Ernest Rutherford • Descobriu que os átomos radioativos emitiam partículas positivas ou negativas acompanhadas de ondas eletromagnéticas. 1871-1937 Experiência nº1 Experiência nº2 OBSERVOU: 1- A maioria das partículas atravessa a lâmina, sem sofrer desvio. 2- Algumas partículas são desviadas. 3- Raras partículas não conseguem atravessar. CONCLUIU: O átomo é muito vazio. Há uma região maciça e positiva (núcleo). Niels Bohr 1885-1962 Modelo de Bohr “Modelo com Níveis de energia” K L M N O P Q ))))))) Núcleo Eletrosfera ))) Efeito Fotoelétrico Fóton Evolução Representação de um Elemento Químico A número de massa X n número de nêutrons Z número atômico Átomo neutro: Z = p+ = e A = p+ + n Partículas atômicas CARGA Em Coulomb Relativa MASSA Em gramas Em u ELÉTRON (e-) PRÓTON (p+) NÊUTRON (nº) - 1,6 x 10-19 + 1,6 x 10-19 0 -1 +1 0 9,1 x 10-28 1,67 x 10-24 1,67 x 10-24 0,0005 1 1 Z A p n e ISÓTOPOS = = = ISÓBAROS = ISÓTONOS = Isótopos ISÓTOPOS – São átomos diferentes do mesmo elemento químico! É um fenômeno natural onde átomos com o mesmo número de prótons têm diferentes números de nêutrons. Os isótopos do hidrogênio têm nomes especiais: Isótopo 1 1 H 2 1 D 3 1 T N° de nêutrons Nome Zero Hidrogênio leve ou comum Um Hidrogênio pesado ou deutério Dois Trítio Isoeletrônicos ISOELETRÔNICOS – São espécies químicas diferentes que apresentam o mesmo número de elétrons. 16S –2 17Cl – 18Ar + 19K +2 20Ca são espécies que possuem 18 elétrons (imitação do gás nobre) Não-metais tendência: receber e- formar ânion Metais tendência: perder e- formar cátion Radioatividade O que é É o fenômeno onde núcleos instáveis emitem partículas e radiação, transformando-se em outros átomos. Radiações Radiações Naturais Partícula alfa : 4 2 Partícula beta : -10 Raio gama : 00 + + Leis de Soddy Primeira lei: AX Z 2 Exemplo: 238U 92 4 + 2 Z-2 4 A-4Y + 90 234Th Leis de Soddy Segunda lei: AX Z Exemplo: 14C 6 -1 0 -1 0 + + Z+1 7 AY 14N Meia-vida É o tempo necessário para que metade do número inicial de átomos sofra desintegração. Exemplo O período de semidesintegração do isótopo 11Na24 é de 15 h. Qual a quantidade inicial desse isótopo se, após 105 h, resta 1,25 g do mesmo? A) 1,25 g B) 20 g XC) 160 g D) 100 g E) 50 g Em março de 2011, um reator nuclear da cidade de Fukoshima, apresentou danos devido a um grande terremoto no Japão, e houve vazamento de material radioativo. Esse material continha iodo-131 e contaminou toda a região. Sabendo-se que este radioisótopo 53I131 emite radiação -1β0 e perde 75% de sua atividade em 16 dias, qual é a meia-vida deste radioisótopo? XA) 8 dias B) 2 dias C) 4 dias D) 6 dias E) 10 dias Fusão e Fissão FUSÃO: é o processo de colidir dois átomos propositalmente para formar um terceiro, mais pesado. 2 1H + 3 1H 4 2He + 1 0n + ENERGIA FISSÃO: é o processo de forçar a divisão de um átomo para formar dois outros, mais leves. 235 92U + 1 0n 142 56Ba + 91 36Kr + 3 10n + ENERGIA Energia Nuclear Tabela Periódica H NÃOMETAIS GASES NOBRES METAIS Estáveis Camada de valência completa Tendência: dar elétrons Formam CÁTIONS R átomo > R cátion Tendência: receber elétrons Formam ÂNIONS R átomo < R ânion DIVISÕES DA TABELA PERIÓDICA Grupos ou Famílias igual grupo igual nº elétrons de valência Como reage Com quem reage Em que proporção reage iguais propriedades químicas DIVISÕES DA TABELA PERIÓDICA Períodos igual período igual nº de camadas com elétrons 1º período – muito curto – 2 elementos: H e He 2º período – curto – 8 elementos: Li ao Ne 3º período – curto – 8 elementos: Na ao Ar 4º período – longo – 18 elementos: K ao Kr 5º período – longo – 18 elementos: Rb ao Xe 6º período – muito longo – 32 elementos: Cs ao Rn 7º período – incompleto RAIO ATÔMICO É a distância que vai do núcleo do átomo até o seu elétron mais externo. COMPARAÇÃO DOS RAIOS DAS ESPÉCIES Posição na tabela periódica RAIOS ATÔMICOS Metal perde elétrons e forma cátion com menor raio. RAIO ATÔMICO x RAIO DO METAL > RAIO DO CÁTION RAIO IÔNICO Não-metal ganha elétrons e forma ânion com maior raio. RAIO DO NÃO-METAL < RAIO DO ÂNION Espécies isoeletrônicas: o maior raio é o da espécie que tem menor carga nuclear e o menor é da espécie que tem maior carga nuclear RAIOS IÔNICOS (maior atração). Espécies com 10 elétrons = 13Al+3 < 12Mg+2 < 11Na+ < 9F < 8O2 < 7N3 POTENCIAL DE IONIZAÇÃO Energia necessária para arrancar 1e de um átomo no estado gasoso. Os gases nobres tem valores máximos. É inversamente proporcional ao raio. X(g) X+(g) + 1 e- Eletronegatividade “fome por elétrons”. Valores elevados para os não-metais e baixos para os metais. Os gases nobres possuem valores nulos. CARÁTER AMETÁLICO – mede a facilidade em receber elétrons e formar ânion. Eletronegatividade Eletropositividade CARÁTER METÁLICO – mede a facilidade em perder elétrons e formar cátions. Está relacionada à reatividade dos metais. Os GN têm valores nulos. Densidade Relação entre massa e volume. Mede a compactação da substância simples. Ligações Químicas Ligações Interatômicas: IÔNICA = metal + não-metal COVALENTE = não-metais METÁLICA = metais UNIDADE ESTRUTURAL COVALENTE MOLECULAR moléculas COVALENTE CRISTALINA átomos H 2O IÔNICA íons = cátions + ânions METÁLICA pseudocátions = cátions + e livres PONTOS DE FUSÃO E EBULIÇÃO COVALENTE MOLECULAR COVALENTE CRISTALINA •Podem ser sólidos, líquidos ou gasosos. •São sólidos. •Tem MUITO altos PF e PE. •Tem baixos PF e PE. Ex: todos os compostos orgânicos, ácidos e óxidos ácidos. IÔNICA Ex: diamante, grafite, quartzo. METÁLICA •São sólidos. •São sólidos. •Tem altos PF e PE. •Tem altos PF e PE. Ex: bases e sais Ex: metais e ligas metálicas. SOLUBILIDADE em ÁGUA COVALENTE MOLECULAR COVALENTE CRISTALINA POLARES = solúveis insolúveis APOLARES = insolúveis IÔNICA solúveis METÁLICA insolúveis Interação entre partículas COVALENTE MOLECULAR Atração entre moléculas: COVALENTE CRISTALINA Ligação covalente entre átomos. •Forças de Van der Waals •Ponte de hidrogênio IÔNICA Atração eletrostática entre cátions e ânions. METÁLICA Atração eletrostática entre cátions e elétrons livres. CONDUÇÃO ELÉTRICA COVALENTE CRISTALINA COVALENTE MOLECULAR Não conduzem. Somente ácidos em solução aquosa. Não conduzem. Somente o carbono grafite. IÔNICA METÁLICA Conduzem quando: Conduzem no estado SÓLIDO. •fundida •em solução aquosa NaCl LIGAÇÃO IÔNICA Caráter metálico = facilidade em dar e Eletronegatividade= fome por e F Cs CsF Maior diferença de eletronegatividade Maior caráter iônico LIGAÇÃO COVALENTE Quando uma ligação covalente é APOLAR? Quando se ligam átomos iguais. Cl - Cl O par eletrônico é equidistante aos dois núcleos + - H -Cl = 3,0 – 2,1 = 0,9 A ligação H – Cl é polar porque há diferença de eletronegatividade entre os elementos. Caráter de uma ligação Porcentagem de caráter iônico Ligação Covalente apolar Covalente polar Iônica Fórmula H2 HCl NaCl Cálculo do E E = 0 E = 3,0 - 2,1 = 0,9 E = 3,0 - 0,9 = 2,1 100 75 50 25 < 1,7 Predomina caráter covalente > 1,7 Predomina caráter iônico 0 1,0 1,7 2,0 3,0 Diferença de eletronegatividade () MOLÉCULA Quando uma molécula é APOLAR? Quando é simétrica. A soma de todas as forças que atuam sobre a molécula é igual a zero. ELETRONEGATIVIDADE: 1,0 1,0 O=C=O C : 2,5 O : 3,5 TIPO DE MOLÉCULA SOBRA DE eNO ÁTOMO CENTRAL GEOMETRIA MOLECULAR POLARI DADE MODELO / EXEMPLO apolar H2, N2, O2 polar HCl,BrF Linear X2 Linear XY TIPO DE MOLÉCULA SOBRA DE eNO ÁTOMO CENTRAL GEOMETRIA MOLECULAR POLARI DADE MODELO / EXEMPLO apolar CO2, CS2 polar H2O, SO2 Linear X2Y sem sobra ou XY2 Angular com sobra TIPO DE MOLÉCULA SOBRA DE eNO ÁTOMO CENTRAL GEOMETRIA MOLECULAR POLARI DADE MODELO / EXEMPLO apolar SO3 polar NH3, PCl3 trigonal plana X3Y sem sobra ou Piramidal com sobra XY3 TIPO DE MOLÉCULA SOBRA DE eNO ÁTOMO CENTRAL GEOMETRIA MOLECULAR POLARI DADE MODELO / EXEMPLO apolar CH4, SiCl4 polar SCl4 Tetraédrica sem sobra XY4 Gangorra com sobra bipirâmide trigonal XY5 sem sobra apolar PCl5 apolar SCl6 Octaédrica XY6 sem sobra FORÇAS ATRATIVAS As moléculas atraem-se mutuamente, em maior ou menor grau, dependendo de sua polaridade. FORÇAS DE VAN DER WAALS = Atração muito fraca entre moléculas apolares ou fracamente polares. Dividem-se em dois tipos: dipolo-dipolo ou dipolo permanente = moléculas polares dipolo induzido ou dipolo instantâneo = moléculas apolares. FORÇAS ATRATIVAS LIGAÇÃO DE HIDROGÊNIO = Força de atração muito forte entre moléculas muito polares, que possuem “H” ligado a “FON”(flúor, oxigênio e nitrogênio). Ex: H2O, NH3, HF, alcoois, ácidos carboxílicos. ÁGUA Gelo – 6 a 6 Água líquida – 4 a 4 LIGAÇÃO METÁLICA É uma ligação entre átomos de metais. Esses átomos liberam os elétrons da última camada. Os íons positivos do metal formam um arranjo cristalino que é envolvido pelos elétrons livres, que se movimentam rapidamente, constituindo uma nuvem eletrônica. As substâncias metálicas são sólidos de elevados ponto de fusão e ebulição, exceção: mercúrio. + = sódio metálico = Na (s) gás cloro = Cl2 (g) METÁLICA COVALENTE MOLECULAR cloreto de sódio = NaCl (s) IÔNICA
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