Átomos, Compostos Iônicos e
Moléculas
Blocos de Construção Essenciais para
Organismos Vivos
Prof. Ranieri Campos
Modelos atômicos
•
A palavra átomo foi utilizada pela primeira vez na Grécia antiga, e
acreditava que todo tipo de matéria fosse formado por diminutas partículas
que denominou átomos (sem divisão);
•
Acreditava-se que tais partículas representavam a menor porção de
matéria possível, ou seja, eram indivisíveis. Como esta idéia não pôde ser
comprovada por Demócrito e seus contemporâneos, ela ficou conhecida
como 1º modelo atômico;
Modelo Atômico de Dalton
Em 1808, Dalton retomou estas ideias sob uma nova perspectiva:
a experimentação.
Baseado em reações químicas e pesagens minuciosas, chegou à
conclusão de que os átomos realmente existiam e que possuíam
algumas características:
- Toda matéria é formada por diminutas partículas esféricas, maciças,
neutras e indivisíveis chamadas átomos.
- Existe um número finito de tipos de átomos na
natureza.
- A combinação de iguais ou diferentes tipos de
átomos originam os diferentes materiais.
Modelo Atômico de Thomson (1898)
Com a descoberta dos prótons e elétrons, Thomson propôs um modelo
de átomo no qual os elétrons e os prótons, estariam uniformemente
distribuídos, garantindo o equilíbrio elétrico entre as cargas positiva dos
prótons e negativa dos elétrons.
Modelo Atômico de Rutherford (1911)
Rutherford bombardeou uma fina lâmina de ouro (0,0001 mm) com partículas "alfa" (núcleo de
átomo de hélio: 2 prótons e 2 nêutrons), emitidas pelo "polônio" (Po), contido num bloco de
chumbo (Pb), provido de uma abertura estreita, para dar passagem às partículas "alfa" por ele
emitidas.
Envolvendo a lâmina de ouro (Au), foi colocada uma tela protetora revestida de sulfeto de
zinco (ZnS).
Modelo Atômico de Rutherford (1911)
Observando as cintilações na tela de ZnS, Rutherford verificou que
muitas partículas "alfa" atravessavam a lâmina de ouro, sem sofrerem
desvio, e poucas partículas "alfa" sofriam desvio. Como as partículas
"alfa" têm carga elétrica positiva, o desvio seria provocado por um
choque com outra carga positiva, isto é, com o núcleo do átomo,
constituído por prótons.
Modelo Atômico de Rutherford
Assim, o átomo seria um imenso vazio, no qual o núcleo ocuparia uma
pequena parte, enquanto que os elétrons o circundariam numa região
negativa chamada de eletrosfera, modificando assim, o modelo atômico
proposto por Thomson.
O problema do Modelo Atômico de Rutherford
By Prof. Leandro Lima
Energia
Perdida LUZ
Para os físicos, toda carga elétrica em
movimento, como os elétrons, perde
energia na forma de luz, diminuindo sua
energia cinética e a consequente
atração entre prótons e elétrons faria
com que houvesse uma colisão entre
eles, destruindo o átomo. ALGO QUE
NÃO OCORRE.
Portanto, o Modelo Atômico de
Rutherford, mesmo explicando o que
foi
observado
no
laboratório,
apresenta uma INCORREÇÃO.
Modelo Atômico de Bohr
Estudava espectros de emissão do gás
hidrogênio. O gás hidrogênio aprisionado numa
ampola submetida a alta diferença de potencial
emitia luz vermelha.
Niels Bohr (1885-1962)
lâmpada
Tubo contendo
hidrogênio
espectro
espectro
Ao passar por um prisma, essa luz se subdividia em
diferentes comprimentos de onda e frequência,
caracterizando
um
ESPECTRO
LUMINOSO
DESCONTÍNUO.
Postulados de Bohr
1.
Aumentar a energia
das orbitais
A ELETROSFERA está dividida em
CAMADAS ou NÍVEIS DE ENERGIA (K, L,
M, N, O, P e Q), e os elétrons nessas
camadas, apresentam energia constante.
2. Em sua camada de origem (camada
estacionária), a energia é constante, mas o
elétron pode saltar para uma camada mais
externa, sendo que, para tal, é necessário que
ele ganhe energia externa.
3. Um elétron que saltou para uma camada
de maior energia fica instável e tende a
voltar a sua camada de origem. Nesta
volta, ele devolve a mesma quantidade
de energia que havia ganhado para o
salto e emite um FÓTON DE LUZ.
Um fóton é emitido com energia E = hf
A linha
verde-azulada
no
espectro
atômico é causada por elétrons saltando
da quarta para a segunda órbita.
A linha azul no espectro atômico é causada
por elétrons saltando da quinta para a
segunda órbita
A linha violeta mais brilhante no espectro
atômico é causada por elétrons saltando
da sexta para a segunda órbita.
Teoria Quântica
De acordo com Max Planck (1900), quando uma partícula passa de uma
situação de maior energia para outra de menor energia ou vice-versa, a
energia é perdida ou recebida em "pacotes" que recebe o nome de
quanta(quantum é o singular de quanta).
O quantum é o pacote fundamental de energia e é indivisível. Cada tipo de
energia tem o seu quantum.
A Teoria Quântica permitiu a identificação dos elétrons de um determinado
átomo, surgindo assim os "números quânticos".
Princípio da dualidade da matéria de Louis de Brodlie: o elétron
apresenta característica DUAL, ou seja, comporta-se como matéria e
energia sendo uma partícula-onda.
Em 1923, Louis Broglie mostrou, através de uma equação matemática,
que "qualquer corpo em movimento estaria associado a um fenômeno
ondulatório". Desta maneira o elétron apresenta a natureza de uma
partícula-onda, obedecendo assim, às leis dos fenômenos ondulatórios,
como acontece com a luz e o som.
Teoria da Mecânica Ondulatória
Em 1926, Erwin Shröringer formulou uma teoria chamada de "Teoria da
Mecânica Ondulatória" que determinou o conceito de "orbital".
Orbital é a região do espaço ao redor do núcleo onde existe a máxima
probalidade de se encontrar o elétron.
O orbital s possui forma esférica e os orbitais p halteres
Modelo Atômico Atual
Louis de Broglie (1892 — 1987)
Erwin Schrödinger
Imagem: desconhecido /
domínio público.
Louis de Broglie - DUALIDADE DA MATÉRIA: Toda
e qualquer massa pode se comportar como onda.
(1887 — 1961)
Schrödinger – ORBITAIS:
Desenvolve o
"MODELO
QUÂNTICO DO ÁTOMO" ou "MODELO PROBABILÍSTICO",
colocando uma equação matemática (EQUAÇÃO DE ONDA)
para o cálculo da probabilidade de encontrar um elétron girando
em uma região do espaço denominada "ORBITAL ATÔMICO".
Werner Heisenberg (1901-1976)
Heisenberg - PRINCÍPIO DA INCERTEZA: É
impossível determinar ao mesmo tempo a posição e a
velocidade do elétron. Se determinarmos sua posição,
não saberemos a medida da sua velocidade e vice-versa.
Diagrama de Linus Pauling
1s
Subnível Número máximo
de elétrons
2s
2p
3s
3p
3d
4s
4p
4d
5s
5p
5d
6s
6p
6d
7s
7p
4f
5f
s
2
p
6
d
10
f
14
Linus Pauling (1901 — 1994)
Linus Pauling criou um diagrama para
auxiliar na distribuição dos elétrons pelos
subníveis da eletrosfera.
O que representa cada número desse?
Por exemplo: 3s²
Neste caso, o “3” representa o NÍVEL ENERGÉTICO (CAMADA ELETRÔNICA). O “s” representa
o SUBNÍVEL ENERGÉTICO. O “2” representa o NÚMERO DE ELÉTRONS na camada.
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f 14 5d10 6p6 7s2 5f 14 6d10 7p6
Exercícios de Fixação
1. Dê o nome do autor da primeira idéia de átomo, sem base em resultados experimentais (sem base
científica).
2. O modelo atômico proposto por ele é chamado de modelo da bola de bilhar:
a) Demócrito e Leucipo; b) Dalton; c) Thomson; d) Rutherford.
3. O modelo atômico proposto por ele é chamado de modelo do pudim de passas:
a) Demócrito e Leucipo; b) Dalton; c) Thomson; d) Rutherford.
4. O átomo pode ser comparado ao sistema planetário, com o Sol representando o núcleo, e os planetas,
os elétrons:
a) Demócrito e Leucipo; b) Dalton; c) Thomson; d) Rutherford.
5. Os espectros dos elementos constituíram o suporte experimental do modelo atômico de:
a) Schrödinger; b) Bohr; c) Rutherford; d) De Broglie; e) Heisnberg
6. Em sua experiência, que levou ao modelo do átomo nucleado, Rutherford bombardeou [1] com [2].
As lacunas [1] e [2] são corretamente preenchidas, respectivamente, com:
a) uma lâmina delgada de ouro e raios catódicos;
b) uma barra de ouro e partículas α (alfa);
c) uma lâmina delgada de ouro e nêutrons;
d) uma lâmina delgada de ouro e partículas α (alfa);
e) uma espiral de prata e raios catódicos.
7. Na experiência citada no teste anterior, Rutherford observou que: [1] das partículas α atravessavam
a lâmina sem sofrer desvio; [2] das partículas α atravessavam a lâmina, mas eram desviadas ao
atravessá-la; [3] das partículas eram refletidas na lâmina. As lacunas [1], [2] e [3] são
corretamente preenchidas, respectivamente, com:
a) a maioria, a minoria e nenhuma;
b) a maioria, a minoria e muito raramente algumas;
c) 50%, 40% e 10%;
d) um terço, um terço e um terço;
e) metade, um quarto e um quarto.
Comparação de Termos
Elemento
Átomo
Molécula
Substância que pode ser dividida sem
perda de suas propriedades
A menor unidade que tem as
propriedades características de um
elemento
Dois ou mais átomos unidos por ligações
covalentes
Composição
de um Átomo
• Núcleo
Próton = particula positivamente carregada (+)
Neutron = particula descarregada (n ou +)
Número de prótons + Número de neutrons = Massa Atômica
Número de prótons = Número Atomico
Elétrons = partículas negativamente carregadas
Número de prótons = Número de elétrons
Cada elétron circula o núcleo em um orbital
representando um nível de energia específico.
12
6
C
Use seu conhecimento
Magnésio
Cloro
Número Atômico
12
17
Massa Atômica
24
35
Número de Prótons
12
17
Número de Nêutrons
12
12
18
Número de Elétrons
17
Níveis de Energia Eletrônicos
Nível de Capacidade
Energia de Elétrons
1
2
2
8
3
8
Ao formar moléculas, os átomos se combinam
para preencher seus últimos níveis.
Use seu conhecimento
Número Total de
Elétrons
Número de Elétrons
na primeira camada
Número de Elétrons
na segunda camada
Número de Elétrons
na terceira camada
Magnésio
Cloro
12
17
2
2
8
8
2
7
Ligações Químicas
Forças que seguram os átomos
Ligação
Iônica
Características
Um átomo perde um elétron,
outro ganha um elétron
Covalente
Átomos compartilham elétrons
Covalente
Polar
Pontes de
Hidrogênio
Átoms compartilham elétrons
desigualmente
Hidrogênio covalentemente
ligado é atraído por outro
átomo
Formas de representar moléculas - Metano
Ligação Iônica no NaCl
–
–
–
–
–
–
++
++±±
±
±+
±
+
±
+±
±
±+
–
–
–
–
–
–
–
–
– –
–
–
–
–
–
–
+±+
+
++±±
±
±
+
±
+±±
±
+
–
–
– –
–
–
–
–
–
–
Íon sódio
#e = #p -1
sódio
#e=2+8+1=#p
–
–
cloro
#e=2+8+7=#p
–
–
–
–
–
–
–
–
++
++±±
±
±+
±
+
±
+±
±
±+
Carga
positiva
–
–
elétron
totalmente
transferido
–
–
–
–
+±+
+
++±±
±
±
+
±
+
±±±
+
–
–
–
–
–
–
–
–
Carga
negativa
–
íon cloreto
#e = #p+1
Ligação Iônica no NaCl
• Opostos se
atraem.
• Sódios se
acomodam entre
cloros.
• formam-se
cristais cúbicos
perfeitos.
Cl- +Cl- +Cl- +Cl-
Na Na Na Na+
Cl- +Cl- +Cl- +Cl- +
- ClNa Na
- Na
- Na
Cl
Cl
Cl
Na-+ Cl
Na+ Na+ Na+
Cl- + Cl- +Cl
+ - Na+ Na Na
Na
ClCl
Cl
Cl
Na-+ Cl
Na-+ Na+ Na+
Cl- +Cl- +Cl
+ - Na+ Na Na
Na
Cl Cl Cl ClNa+ Na+ Na+ Na+
- Cl- Cl-
Cl +Cl
Na
Na+
Na+
Na+
Ligação covalente
Átomo de Oxigênio
Átomo de Oxigênio
Molécula de Oxigênio (O2)
Na água, ligações covalentes polares
ligam Oxigênio e Hidrogênio
Cálculo Estequiométrico
Stoicheon = elemento
Estequiometria
metron = medida
É o estudo das relações quantitativas
(átomos, moléculas, massa, volume) entre as
substâncias que participam de uma reação
química.
6,02 x 1023
1 Mol
Massa (g)
1 coeficiente
CNTP 22,4 L
LAVOISIER: Lei da Conservação das Massas
C
+
O2

CO2
+
12g C + 32g O2  44g CO2
 Partículas iniciais e finais são as
mesmas  massa iguais.
LEI DE PROUST: Lei das Proporções Constantes
C
+
O2

2O2

CO2
+
2C
+
2CO2
+
 Duplicando a quantidade de
átomos todas as massas dobrarão.
Relações Molares

2NH3
1Mol + 3Mol 
2Mol
N2 + 3H2
Mol -
Moléculas- 6 x1023 + 18 x1023  12 x1023
Massa - 28g + 6g
 34g
Volume – 22,4L + 67,2L  44,8L
Cálculo Estequiométrico
Para resolver uma questão envolvendo cálculo
estequiométrico devemos seguir três passos:
1º  conhecer a equação;
2º  Ajustar os coeficientes;
3º  Armar uma Regra de três;
Relação Massa-Massa
Ex.: Qual a massa de água dada em gramas, produzida a
partir de 8g de hidrogênio gás?
1º  H2 + O2  H2O
2º  2H2 + O2  2H2O
3º  4g  36g
8g  x
x = 8 . 36 = 72g
4
Relação Massa-Moléculas
Ex.: Quantas Moléculas de água são produzidas a partir de 16g
de oxigênio gás?
1º  H2 + O2  H2O
2º  2H2 + O2  2H2O
3º  32g  12,04 x 1023
16g  x
x = 16 . 12,04 x 1023 = 6,02 x 1023
32
Relação Massa-Volume
Ex.:
Qual o volume de Amônia produzido nas CNTP por 12g de H2 que
reage com N2 suficiente?
1º  N2 + H2  NH3
2º  N2 + 3H2  2NH3
3º  6g  44,8 L
12g  x
x = 12 . 44,8 = 89,6 L
6
Relação Mol -Volume
Ex.: Quantos Moles de CO2 são produzidos a partir de
44, 8L de CO?
1º  CO + O2  CO2
2º  CO + ½O2  CO2
3º  22,4L  1Mol
44,8L  x
x = 44,8 . 1 = 2 Mol
22,4L
Química Orgânica - Introdução
 “Teoria da Força Vital” - teoria postulada por Berzeliu (17791848) –afirmava que era necessária uma força especial,
desconhecida, somente presentes nos organismos vivos capaz
de originar compostos orgânicos. Dessa maneira, os
compostos orgânicos somente poderiam ser extraídos da
matéria viva, onde se acreditava que tais compostos eram
constituídos por uma “força vital” que impedia que fossem
sintetizados fora de um organismo vivo a partir da matéria
inorgânica, isto é, preparadas artificialmente num laboratório
ou numa indústria.
Química Orgânica
• Wohler (1800 - 1882) - em 1828, obteve acidentalmente uma
substância de origem orgânica, a uréia, a partir de um
composto inorgânico, o cianato de amônio, sem interferência
de um organismo e derrubando a “Teoria da Força Vital”. O
mesmo repetiu a experiência algumas vezes para acreditar no
resultado.
• Hoje os compostos orgânicos podem ser de origem naturais
ou sintético.
Química Orgânica
 Compostos orgânicos naturais: as principais fontes são o petróleo,
o carvão mineral, o gás natural, etc.
 Compostos orgânicos sintéticos: produzidos artificialmente pelas
indústrias químicas, que fabricam desde plásticos e fibras têxteis até
medicamentos, corantes, inseticidas, etc.
 Atualmente são conhecidos mais de 15.000.000 de compostos
orgânicos, sejam de origem natural ou sintético.
DEFINIÇÃO DE QUÍMICA ORGÂNICA
É a parte da Química que estuda os compostos do carbono.
Química Orgânica
• Elementos Organógenos - são os elementos químicos que formam
a maioria dos compostos orgânicos. Tais elementos são: Carbono
(C), Hidrogênio (H), Oxigênio (O) e Nitrogênio (N).
• Atenção:
•
•
•
•
•
Existem compostos que apesar de apresentarem
carbono na fórmula, não são classificados como orgânicos, mas sim
como Compostos de Transição ou Compostos Intermediários.
Exemplos:
a) Carbonatos – CO3-2
b) Bicarbonatos - HCO3
c) Cianetos, Cianatos, Isocianetos, Isocianatos - HCN, CNO, NC, NCO
d) CO2, CO, H2CO3, etc.
Química Orgânica
Teoria estrutural do carbono
 Porque o Carbono é tão apropriado à formação dos compostos
orgânicos?
Porque sua estrutura permite a formação de uma grande variedade de
compostos, muito maior que qualquer outro elemento químico.
A teoria estrutural do átomo de carbono foi postulada por Kelulé e
Couper em 1858 através de 4 postulados e permitiu a compreensão
das fórmulas planas dos compostos orgânicos.
 1ª Postulado: O Carbono é sempre tetravalente em seus compostos,
ou seja, tem a tendência de formar 4 ligações covalentes.
Química Orgânica
 Abaixo a representação das possíveis fórmulas estruturais do átomo
de Carbono:
 2ª Postulado: as quatro ligações ou valências do Carbono são
totalmente iguais ente si.
Observe a representação estrutural do Gás Freon usado como
agente refrigerante ou gás propulsor de aerosóis, pouco tóxico
mas, quando disperso na alta atmosfera é um dos principais
responsáveis pela destruição progressiva da camada de ozônio.
Verifique que as 4 fórmulas representam, na realidade, um único
composto de fórmula molecular CCl2F2.
Química Orgânica
• 3ª Postulado: o Carbono é um dos elementos químicos com
capacidade de formar cadeias, ligando-se entre si e com outros
elementos químicos.
Química Orgânica
 4ª Postulado: É capaz de formar ligações simples, duplas ou triplas.
 O Carbono liga-se a vários tipos de átomos, por não ser
eletropositivo nem eletronegativo, pode ligar-se a elementos
eletropositivos como o Hidrogênio ou a eletronegativos como o
Oxigênio.
 Consegue formar muitos compostos devido o carbono ser: a)
tetravalente; b) formar ligações simples, duplas e triplas; c)
permite a ligação com elementos eletropositivos e
eletronegativos.
Química Orgânica
Classificação dos átomos de carbono numa cadeia
 Cadeia carbônica: uma seqüência de 2 ou mais átomos de carbono.
Conforme a posição do átomo de carbono numa cadeia carbônica o
mesmo poderá ser classificado em:
 a) Carbono Primário - quando o átomo de carbono está ligado a
somente um átomo de carbono na cadeia carbônica;
 b) Carbono Secundário - quando o átomo de carbono está ligado a
dois átomos de carbono na cadeia carbônica;
 c) Carbono Terciário - quando o átomo de carbono está ligado a três
átomos de carbono na cadeia carbônica;
 d) Carbono Quaternário - quando o átomo de carbono está ligado a
quatro átomos de carbono na cadeia carbônica.
Química Orgânica
Carbonos Primários: 1, 10, 11, 12, 15, 16 ;
Carbonos Secundários: 3, 5, 6, 9, 14;
Carbonos Terciários: 4, 7, 8, 13;
Carbonos Quaternários: 2
Química Orgânica
Fórmula estrutural
A fórmula estrutural é a maneira pela qual os átomos estão
arrumados dentro das moléculas ou compostos orgânicos.
Classificação das cadeias carbônicas
A) Quanto ao fechamento da cadeia
 Aberta, Acíclica ou Alifática - apresenta os átomos de carbono
sem formar um ciclo ou anel entre eles. A cadeia apresenta no
mínimo duas extremidades.
 Fechada ou Cíclica - apresenta um ciclo, núcleo ou anel (não
apresenta extremidade).
Classificação das cadeias carbônicas
B) Quanto à natureza dos átomos
 Homogênea - quando não possui qualquer átomo diferente entre
carbonos.
esta é homogênea, pois o
oxigênio não se encontra entre
átomos de carbono
 Heterogênea - quando possui um heteroátomo (átomo de outro
elemento) entre carbonos.
Classificação das cadeias carbônicas
C) Quanto a disposição dos átomos
 Cadeia Normal - possui apenas carbonos primários e secundários.
 Cadeia Ramificada - possui pelo menos 1 carbono terciário ou
quaternário
Classificação das cadeias carbônicas
D) Quanto ao tipo de ligação entre carbonos
 Saturada - possui somente ligações simples entre os átomos
de carbono.
 Insaturada - possui pelo menos uma ligação dupla ou tripla entre
átomos de carbono.
Observações
I) As cadeias fechadas podem ainda ser subdivididas em Aromáticas e
Alicíclicas.
 Aromáticas - são compostos de cadeia fechada que apresenta um
ou mais anéisn benzênicos. O anel benzênico forma os
denominados compostos aromáticos.
 Alicíclicas - são compostos de cadeia fechada que não apresentam
o anel benzênico.
Observações
II) As cadeias cíclicas podem ser classificadas em Homocíclias ou Heterocíclicas, a
depender da presença ou não de um heteroátomo no núcleo ou ciclo.
 Homocíclias - os núcleos apresentam somente átomos de carbono
entre eles.
 Heterocíclias heteroátomo.
os
núcleos
apresentam
pelo
menos
um
Observações
III) Dependendo do número de anéis ou ciclos as cadeias podem ser também
classificadas em Mononucleares ou Polinucleares
 Mononucleares - as cadeias possuem somente um único núcleo ou
anel.
 Polinucleares - as cadeias possuem dois ou mais núcleos ou anéis.
- As cadeias Polinucleares são ainda classificadas em:
Polinucleares Isoladas e Polinucleares Condensadas.
Observações
- Polinucleares Isoladas - os núcleos ou anéis não apresentam
átomos de carbono comuns entre si.
- Polinucleares Condensadas - os núcleos ou anéis apresentam
átomos de carbono comuns entre si. Os anéis ou núcleos
apresentam lados comuns entre si.
Observações
IV) Devido a uma grande quantidade de compostos aromáticos conhecidos
atualmente ocorreu um divisão dentro da Química Orgânica em relação
a classificação dos compostos orgânicos.
 Compostos Alifáticos - são todos os compostos orgânicos de cadeias
abertas;
 Compostos Alicíclicos - são todos os compostos orgânicos de cadeias
fechadas que não possuem anel benzênico;
 Compostos Aromáticos - são os compostos de cadeias fechadas formadas
por anéis benzênicos.
Em resumo teremos: