Introdução- Químca

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Introdução à 
Química
Prof. Pedro Henrique Lira 
Cavalcante
9º Ano
O que iremos estudar?
Nesse material você irá entender os seguintes conceitos:
1. Conceitos introdutórios:
▪ Química e Sociedade;
▪ Química: uma ciência em três níveis.
2. A evolução dos modelos atômicos
▪ O modelo atômico de Dalton;
▪ A descoberta do elétron e o modelo atômico de Thomson;
▪ A descoberta da Radioatividade e o modelo atômico de Rutherford;
▪ O átomo de Bohr, a teoria dos orbitais e distribuição eletrônica;
▪ A identificação dos átomos;
▪ Isótopos, Isóbaros, Isótonos e Isoeletrônicos.
3. A Classificação periódica dos elementos
▪ Histórico
▪ Classificação periódica moderna;
▪ Classificação eletrônica dos Elementos ;
▪ Propriedades periódicas e aperiódicas dos Elementos.
4. As ligações Químicas
▪ Ligação Iônica
▪ Ligação Covalente
▪ Ligação Metálica
Química e sociedade
❑ A química, como área de pesquisa, é relativamente recente.
❑ Porém, podemos dizer que esse conhecimentos práticos já eram empregados desde o paleolítico. 
Por exemplo:
Dominar o fogo para o cozimento de alimentos Transformar pedras em metais e construir ferramentas 
para sobrevivência 
Química e sociedade
❑ No período 300 a 1400 foi desenvolvida a Alquimia.
❑ Era uma mistura de arte, magia e ciência.
❑ Trouxe varias contribuições para a construção da química moderna 
A pedra filosofal foi um objeto de grande estudo para os 
Alquimistas
Outro estudo seria na criação do Elixir da Longa vida
Química: uma ciência em três níveis
❑ A química funciona em três níveis:
➢ No primeiro, ele trata da matéria e sua
transformações , neste conseguimos observar
a queima de um combustível, a mudança das
cores das folhas quando chega o outono, etc.
Esse é o nível macroscópico, no qual trata do
mundo grande e visível.
➢ Entretanto existe um submundo da mudança,
neste observamos os fenômenos químicos em
um nível microscópico. Neste observamos um
mundo invisível e pequeno, descrito por
átomos.
➢ O terceiro é o nível simbólico, no qual
descrevemos os fenômenos químicos por
meio de equações matemáticas e símbolos
químicos.
Assim...
O surgimento da química moderna
1. A Lei de Lavoisier (Lei da conservação da massa, ou lei da conservação da matéria)
a. Lavoisier observou quem no interior de um recipiente fechado, a massa total não varia, 
mesmo que ocorra quaisquer transformações nessa matéria.
b. Por exemplo: 3 gramas de carbono reagem com 8 gramas de oxigênio, formando 11 gramas 
de gás carbônico. Como 3 𝑔 + 8 𝑔 = 11 𝑔, nada se perdeu.
c. Assim essa lei pode ser enunciada da seguinte forma:
A soma das massas antes da reação é igual à soma das 
massas após a reação.
Ou ainda:
Na natureza, nada se perde, nada se cria, a matéria apenas se 
transforma.
O surgimento da química moderna
1. Na mesma época de Lavoisier, Joseph Louis Proust, efetuando também uma grande série de 
pesagens em inúmeras experiencias, chegou à seguinte conclusão:
2. Por exemplo, observa-se que o gás carbônico é sempre formado a partir de carbono e oxigênio, e 
verifica-se também:
a. 3 g de carbono (C) se unem a 8 g de oxigênio (𝑂2), produzindo 11 g de gás carbônico (𝐶𝑂2)
b. 6 g de carbono (C) se unem a 16 g de oxigênio (𝑂2), produzindo 22 g de gás carbônico (𝐶𝑂2)
Uma determinada substância composta é formada por 
substâncias mais simples, unidades sempre na mesma 
proporção em massa.
A evolução dos modelos 
atômicos
Tudo na natureza é formada por matéria, e assim pode ser
dividida, até chegar na menos parte dela que foi chamada
de átomo.
Do grego átomo significa não divisível, ou seja, ele não pode
ser dividido, e a partícula fundamental, átomos se juntam e
formam moléculas, essas se juntam q forma uma
substância, que é a própria matéria.
O modelo atômico de Dalton
1. O inglês John Dalton, visando explicar as leis de Lavoisier e Proust, formulou a seguinte 
hipótese:
2. Ainda postulou que o átomo é esférico e maciço, como uma bola de bilhar:
Todo e qualquer tipo de matéria é formado por partículas 
indivisíveis, chamadas átomos.
O modelo atômico de Dalton
1. Para entendermos melhor a relação entre esse hipótese e as leis ponderais (Lavoisier e Proust), 
imaginemos que:
a. O átomo de carbono pode ser representado por: e considere sua massa para este 
exemplo de 3 g;
b. O átomo de carbono pode ser representado por: e considere sua massa para este 
exemplo de 4 g;
2. A lei de Lavoisier seria aplicada da seguinte maneira:
3 g 4 g + 4 g = 8 g
Total = 3 g + 8 g = 11 g
4 g + 3 g + 4 g = 11 g
Total = 11 g
O modelo atômico de Dalton
3. A lei Proust seria explicada seguinte maneira:
1º Experiência: 
2º Experiência: 
3 g 8 g 11 g
6 g 16 g 22 g
O modelo atômico de Thomson
1. Com a eletricidade em alta, vários cientistas começaram a estudar os efeitos da descarga elétrica
em gases. exemplo mais comum desses fenômenos são os raios que “saltam” na atmosfera
durante as tempestades.
2. Em 1875, William Crookes, colocou em uma ampola gases bastantes rarefeitos, e esses gases
foram submetidos a tensões elevadas, isso ocasionou um mancha luminosa no polo positivo,
chamado de cátodo, ele fez a suposição que essa macha era ocasionada pelo cátodo, assim
chamou esses raios emitidos pelo cátodo de Raios Catódicos .
O modelo atômico de Thomson
1. A descoberta do elétron, a primeira partícula subatômica.
a. Joseph John Thomson, trabalho com as ampolas de Crookes, porém Thomson acrescentou 
duas placas carregadas eletricamente dentro da ampola.
-
-
-
O modelo atômico de Thomson
1. Thomson observou que quando ele variava os gases da ampola ocorria um
desvio nos raios catódicos, mas esse desvio:
a. era independente da natureza do metal constituinte do catodo e do
gás existente no tubo. Isso o levou a imaginar que os raios catódicos
eram formados por partículas comuns a toda e qualquer matéria
b. E que os raios sempre iam para o polo positivo, catodo, assim essas
partículas só poderiam ser negativas.
c. Elas foram chamadas de Elétrons.
d. Para explicar esses fenômenos, em 1904, Thomson propôs um novo
modelo:
-
-
-
--
-
-
-
+
+
+
+
+
+ +
+
++
A descoberta do Próton
1. Em 1886, Eugen Goldstein complementou os experimento de Crookes e Thomson, ele modificou a 
ampola de raios catódicos, e descobriu os raios anódicos.
2. Por terem perdido elétrons (partículas de carga negativas), a partículas que formam os raios 
anódicos são positivas. Essas partículas subatômicas foram chamadas de Prótons, elas eram 
iguais as quantidades de elétron, tornando o átomo eletricamente Neutro.
A descoberta da radioatividade e o experimento de 
Rutherford
1. Em 1896, Henri Becquerel descobriu o elemento urânio emitia radiações semelhantes, em certos 
aspectos, aos raios X. Esse fenômeno passou a ser chamado de Radioatividade.
2. Posteriormente, o casal Curie descobriu radioatividade ainda mais forte nos elementos químicos 
polônio e rádio.
3. Em 1898, Ernest Rutherford verificou algumas emissões radioativas se subdividiam com quando 
submetidas a um campo elétrico, formando três tipos de radiação, a α (alfa), β (beta) e γ (gama).
O Modelo atômico de Rutherford
1. Em 1911, Rutherford realizou um experimentos, no qual ele emitiu uma feixe de partículas α sobre 
uma fina lâmina de ouro, como mostra o exemplo baixo.
1. Rutherford observou que :
a. A maior parte das partículas α atravessavam completamente a lâmina de ouro, como se 
fosse uma peneira.
b. Apenas algumas partículas desviavam ou até mesmo retrocediam.
c. Para explicar isso Rutherford fez a seguinte esquematização:
O Modelo atômico de Rutherford
O Modelo atômico de Rutherford
1. Rutherford viu-se obrigado a admitir que a lâmina de ouro não era constituída de átomos maciços
e justapostos, como pensaram Dalton e Thomson.
2. Ao contrário, ela seria formada por núcleos pequenos, densos e positivos, dispersos em grandes 
espaços vazios.
3. Outro problema questionado por Rutherford, foi a respeito da natureza neutra do átomo, para 
esse caso elesupôs que a parte vazia, ficava os elétrons (partículas negativas), orbitando o núcleo 
positivo, no qual ficava os prótons. 
+
+
O Modelo atômico de Rutherford
1. Porém outro problema surgiu, se o núcleo é formado por partículas positivas, porquê elas não se
repelem, e desmorona o átomo?
2. A resposta só veio surgir em 1932, quando James Chadwick, verificou que o núcleo do átomo de
Berílio radioativo emite partículas sem carga elétrica, e de massa praticamente iguais a dos
prótons. Essas partículas foram nomeadas de nêutrons – confirmando a existência de uma
terceira partícula subatômica.
3. Foi observado que os nêutrons, de certa maneira, “isolam” os prótons, assim consequentemente
evitando a repulsão entre eles, e assim o núcleo não desmoronando.
+
++
++
+
Prótons (+)
Elétrons (-)
Nêutrons (0)
Problemas com o átomo de Rutherford
1. O modelo atômico de Rutherford contrariava as lei de Maxwell. De acordo com essa Lei, se um 
elétron circulasse em torno de um núcleo de carga positiva, ele estaria constantemente irradiando 
luz, perdendo energia e terminaria por colidir com o núcleo;
2. Esse problema só seria resolvido por Niels Bohr e sua teoria dos orbitais.
Espectros descontínuos ou atômicos
1. Quando relacionamos o experimento de emissão de luz branca sobre um prisma, para obtermos o 
espectro visível, se em vez de usarmos uma fonte de luz usássemos um tubo semelhante ao de 
Geissler/Crooker, contendo o gás hidrogênio a baixa pressão e sob alta tensão elétrica (“lâmpada” 
de hidrogênio), o fenômeno observado seria bem diferente:
Espectros descontínuos ou atômicos
1. Em vez de observamos um espectro contínuo, no qual mostra todas cores visíveis, é observado
apenas algumas linhas coloridas, permanecendo o restante escuro.
2. Dizemos que o espectro é descontínuo, e essas linhas são chamadas de raias, ou de bandas do
espectro.
3. Essa descontinuidade não ocorre só com o hidrogênio, mas sim como todos os elementos
químicos.
O modelo atômico de Rutherford-Bohr
1. No início do século XX surgiu a seguinte pergunta: estariam essas raias do espectro descontínuo
ligadas à estrutura atômica?
2. Em 1913, Niels Bohr aprimorou um modelo atômico de Rutherford, utilizando a teoria de Max
Planck.
3. Em 1900, Planck já havia admitido a hipótese que de que a energia não seria emitida de modo
contínuo, mas em “pacotes”. A cada “pacote de energia” foi dado o nome de quantum.
O modelo atômico de Rutherford-Bohr
1. Surgiram assim, os chamados postulados de Bohr.
a. os elétrons se movem ao redor do núcleo em um número finito de órbitas de energia bem
definidas que são denominadas órbitas estacionárias ou níveis de energia.
b. Movendo-se em uma órbita estacionária, o elétron não emite nem absorve energia;
c. Ao saltar de uma órbita estacionária para outra, o elétron emite ou absorve uma quantidade
bem definida de energia, chamada quantum de energia (em latim, o plural de quantum é
quanta)
Quando o elétron está
nessa camada mais
externa, dizemos que
ele está num “estado
excitado”
O modelo atômico de Rutherford-Bohr
1. Bohr também observou que:
a. Os elétrons descrevem órbitas circulares ao redor do núcleo em posições 
definidas (denominadas camadas) e com quantidades fixas de energia. Não é possível 
ocupar os espaços intermediários entre as camadas;
b. Essas camadas são ao todo sete e a quantidade de elétrons que cada uma delas pode 
comportar também é fixa;
c. Apesar de ser extremamente pequeno, ainda assim, a maior parte do átomo é 
somente espaço vazio: o diâmetro da órbita dos elétrons é cerca de mil vezes maior do que 
o núcleo;
O modelo atômico de Rutherford-Bohr
1. Nesse modelo os elétron obedecem as mecânica quânticas, e não a mecânica clássica como era 
pensada antes de Bohr.
2. Afim de simplificar a análise da estrutura atômica, por muito tempo utilizou-se o modelo de 
camadas para descrever os níveis de energia atômicos; as camadas foram nomeadas por letras 
maiúsculas (K, L, M, N, O, P e Q) que correspondem aos níveis 1, 2, 3, 4, 5, 6. e 7
Distribuição dos elétrons na eletrosfera
1. O uso de espectrofotômetros mais sensíveis permitiu observar que as raias dos espectros eram
formadas, frequentemente, por duas ou mais raias mais finas e muito próximas.
2. Assim, foi concluído que os níveis de energia eram formados por subníveis próximos. Em ordem
crescente de energia, eles são nomeados pelas letras minúsculas: s, p, d, f, g, ... Etc. Hoje sabemos
que existe apenas quatro subníveis: s, p, d e f. Acomodando os seguintes subníveis:
Identificação dos átomos
1. O número de prótons, de nêutrons e de elétrons constitui dado importante para identificar um
átomo. Por isso, vamos definir alguns conceitos que estão diretamente relacionados a esses
números:
Número Atômico (Z )
O Número Atômico (Z) está relacionado com o número de prótons existentes no núcleo
❑ Num átomo neutro, no qual a carga elétrica é igual a zero, o número de Prótons é igual ao de
Elétrons. Por exemplo, quando se diz, o átomo de Sódio (Na) tem número atômico 11 (onze), quer
dizer que no núcleo desse átomo tem 11 prótons e, consequentemente, há 11 elétrons em sua
eletrosfera .
Identificação dos átomos
Número de Massa (A)
Número de massa (A) é a soma do número de prótons (Z) e de nêutrons (N) existentes 
num átomo
A = Z + N
Portanto:
Por exemplo: O átomo de Sódio (Na), tem 11 prótons, 12 nêutrons e 11 elétrons.
Temos então:
Número Atômico (Z) = 11 (número de prótons = número atômico = número de elétrons)
Número de Nêutrons (N) = 12
Número de massa = A = Z + N; A= 11 + 12 = 23. 
Vamos praticar!
1. (UFPI-PI) A representação 26Fe
56 indica que o átomo do elemento químico ferro apresenta a
seguinte composição nuclear:
a) 26 prótons, 26 elétrons e 30 nêutrons
b) 26 elétrons e 30 nêutrons
c) 26 prótons, 26 elétrons e 56 nêutrons
d) 26 prótons e 26 elétrons
e) 26 prótons e 30 nêutrons
Identificação dos átomos
Elemento químico
Elemento químico é o conjunto de átomos com o mesmo número atômico (Z).
❑ Assim, por exemplo, quando estivermos falando sobre o átomo sódio, estaremos nos 
referindo a todo átomo que tiver o número atômico (Z) igual a 11 ( Z=11)
❑ Todo elemento químico pode ser representado da seguinte forma:
X
A
z X
A
z
ou
Por exemplo:
Na
23
11
Nº de Massa (A)
Nº Atômico (Z)
Identificação dos átomos
Íons
1. Um átomo é eletricamente neutro, ou seja, o número de elétrons na eletrosfera é igual ao número 
de prótons do núcleo e, em consequência, suas cargas se anulam.
2. Um átomo pode, porém, ganhar ou perder elétrons da eletrosfera, sem sofrer alterações em seu 
núcleo, resultando daí partículas denominadas íons.
Ganho de elétrons: Forma um ânion Perda de elétrons: Forma um cátion
A distribuição do elétrons em átomos
1. Relembrando: O átomo é a menor porção da matéria e que este é composto por um núcleo com
partículas positivas (prótons) e partículas sem carga (nêutrons). Ao redor do núcleo, encontram-se
sete camadas com distintos níveis de energia, chamadas eletrosferas, nas quais orbitam partículas
com carga negativa chamadas elétrons.
A distribuição do elétrons em átomos
1. Um átomo (de qualquer elemento) possui ao todo sete camadas eletrônicas e, cada uma delas,
uma quantidade diferente de energia que aumenta de dentro para fora, isto é, aquela mais
próxima do núcleo requer menos energia por parte dos elétrons para permanecerem nela,
enquanto que, à medida que nos afastamos dele, exige-se cada vez mais energia.
A distribuição do elétrons em átomos
1. Em seguida, para cada uma das camadas descritas acima, temos também um subnível de energia,
cada um igualmente com uma quantidade máxima de elétrons passíveis de serem comportados.
A distribuição do elétrons em átomos
1. Para simplificar o trabalho de
distribuição dos elétrons pelos níveis e
subníveis energéticos, o cientista Linus
Pauling criou um diagrama, que passou
a ser conhecido como diagrama de
Pauling, mostrado abaixo
A distribuição do elétrons em átomos neutros
1. Mas, como fazemosessa distribuição? Veja o exemplo abaixo:
Cl
17
a. O cloro tem número atômico 17 (z = 17)
b. logo, tem 17 prótons, por ser eletricamente 
neutro, tem 17 elétrons
c. Fazendo a distribuição, temos:
1𝑠22𝑠22𝑝63𝑠23𝑝5
A distribuição do elétrons nos Íons
1. Íons são partículas que ganham (ânion) ou perdem (cátion) elétrons, devemos ficar atentos, por 
exemplo:
Na
23
11
+
a. O sódio tem número atômico 11 (z = 11)
b. logo, tem 17 prótons, porém, ele perdeu um 
elétron. Assim temos 10 elétrons
c. Fazendo a distribuição, temos:
1𝑠22𝑠22𝑝6
Cl
35
17
− a. O cloro tem número atômico 17 (z = 17)
b. logo, tem 17 prótons, porém, ele ganhou um 
elétron. Assim temos 18 elétrons
c. Fazendo a distribuição, temos:
1𝑠22𝑠22𝑝63𝑠23𝑝6
Vamos praticar!
1. Faça a distribuição eletrônica dos seguintes átomos e íons:
a. 8O
b. 23V
c. 50Sb
d. 38Sr2+
e. 78Pt4+
Isótopos e Isóbaros
1. Examinando o número atômico (Z), o número de nêutrons (N) e o número de massa (A) de
diferentes átomos, podemos encontrar conjuntos de átomos com um ou outro número igual. A
partir daí surgiram alguns novos conceitos que agora passamos a definir:
Isótopos são átomos com mesmo número de prótons (Z) e diferente número de
massa (A).
Os isótopos têm propriedades
físicas diferentes e propriedades
químicas iguais
Isótopos e Isóbaros
Isóbaros são átomos de diferentes números de prótons (elementos diferentes), 
mas que possuem o mesmo número de massa (A).
Os isóbaros têm propriedades físicas e químicas diferentes
Isótonos
Isótonos: Átomos que possuem o mesmo número de nêutrons, mas 
diferentes números atômicos (Z) e de massa (A)
17
37Cl 20
40Ca 12
26Mg 14
28Si
17
37Cl
N = A – P
N = 37-17
N = 20
20
40Ca
N = A – P
N = 40 - 20
N = 20
12
26Mg
N = A – P
N = 26 - 12
N = 14
14
28Si
N = A – P
N = 28 - 14
N = 14
Veja:
q
u
e 
p
o
s
s
u
e
m 
o 
m
e
s
m
o 
n
ú
m
e
r
o 
d
e 
e
l
Isoeletrônicos
Isoeletrônicos: Átomos ou íons que possuem o mesmo número de elétrons
10
20Ne 11
23Na+ 8
16O2-
O neônio está no estado fundamental e não possui carga, logo, a sua quantidade de
elétrons é igual ao número de prótons, isto é, 10. Já o cátion sódio tinha onze
elétrons no estado fundamental, mas sua carga (1+) indica que ele perdeu um
elétron, ficando, assim, com dez. Por fim, o ânion oxigênio tinha oito elétrons no
estado fundamental, mas sua carga indica que ele ganhou dois, ficando, portanto,
com dez elétrons. Assim, esses três exemplos possuem dez elétrons, sendo,
portanto, isoeletrônicos entre si.
https://www.manualdaquimica.com/quimica-geral/Ions.htm