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 < 8O2 < 7N3
POTENCIAL DE IONIZAÇÃO
Energia necessária para arrancar 1e 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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