QUÍMICA BÁSICA - I

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QUÍMICA BÁSICA 
Constituição da matéria e 
estrutura atômica 
PROF. DOMINGOS - UNIP 
Conceitos básicos para estudo da Química 
• Átomo 
 - menor partícula que representa um elemento químico; 
 - toda matéria é formada por minúsculas partículas 
 denominadas átomos; 
 - Os átomos são eletricamente neutros 
 (possuem número de prótons e de elétrons iguais). 
 
Ex: O (oxigênio) 
 N (nitrogênio) 
 H (hidrogênio) 
Conceitos básicos para estudo da Química 
• Íons 
 - quando um átomo (que é eletricamente neutro) adquire 
 carga elétrica (ganha ou perde elétrons); 
 - o íon é formado quando o átomo ou grupo de átomos 
 perde a neutralidade elétrica (ganha ou perde elétrons); 
 - o íon apresenta número de prótons diferente do 
 número de elétrons. 
Ex: Na+ 
 S-2 
 SO4
-2 
 PO4
-3 
Conceitos básicos para estudo da Química 
• Substância pura 
 - formada pela união de dois ou mais átomos; 
 - substância é a matéria que apresenta 
 propriedades bem definidas e que existe 
 características, como: 
 * densidade 
 * ponto de fusão 
 * ponto de ebulição. 
EX.: 
SUBSTÂNCIA - ÁGUA (H2O) 
Líquido Incolor 
PF = 0°C 
PE = 100°C 
d = 1 g/cm³ 
Conceitos básicos para estudo da Química 
* Substâncias simples 
- são formadas por átomos de 
um mesmo elemento químico. 
Ex: H2, O2, O3, N2. 
 
* Substâncias compostas 
- são formadas por átomos de 
dois ou mais elementos químicos 
diferentes, que se combinam 
sempre numa mesma proporção. 
Ex: HCl, NaCl, CO2, H2O. 
 
Conceitos básicos para estudo da Química 
• Mistura 
 - associação de duas ou mais substâncias 
 (simples ou compostas). 
 Ex.: 
Conceitos básicos para estudo da Química 
• Molécula 
 * os átomos reúnem-se para formar diferentes tipos de 
 substâncias (a união de átomos formam as moléculas); 
 * as moléculas apresentam a composição característica 
 de uma substância e são representadas por fórmulas. 
Ex: 
* O2, O3 (substâncias simples) 
* H2O, CH4 (substâncias compostas) 
Modelo atômico 
• Modelo - consiste em um recurso adotado 
para representar uma realidade não 
conhecida. 
 
História do átomo 
 
* Filósofos Demócrito e Leucipo (aprox. 450 a.C.) 
qualquer matéria seria formada por minúsculas 
partículas indivisíveis, denominadas átomos 
(a=não, tomo=divisível). 
 
* Toda substância é formada por átomos. 
 
DEMÓCRITO 
Filósofo 
 
 
 
 
 
 
 
Modelo atômico 
Modelo atômico de Dalton 
Sua teoria sugeria que o átomo era visto 
como uma esfera minúscula, maciça 
(rígida), homogênea, indestrutível e 
indivisível. 
• átomos de mesmo elemento químico 
são iguais; 
• as substâncias são formadas pela união 
de átomos; 
• as reações químicas correspondem a 
uma reorganização de átomos. 
 
 
 
John Dalton 
 
 
 
 
 
Modelo 
"Bola de Bilhar" 
 
 
Modelo atômico 
Modelo atômico de Thomson 
- Thomson descobriu partículas subatômicas 
de carga negativa, denominados elétrons; 
- a matéria era formada por cargas elétricas 
positivas e negativas, modificando o modelo 
atômico de Dalton; 
- o átomo seria maciço, de carga elétrica 
positiva, com elétrons dispersos. 
- o modelo seria uma esfera homogênea e 
carregada positivamente, na qual estariam 
incrustadas algumas cargas negativas (os 
elétrons). 
Joseph John Tomson 
 
 
 
 
 
Modelo 
"Pudim de passas" 
Modelo atômico 
Modelo atômico de Rutherford 
 
- o experimento de Rutherford bombardeou 
uma fina lâmina de ouro com partículas α 
(positivas); 
 
- o átomo não era uma esfera maciça e que a 
maior parte era espaço vazio, sendo 
formado por duas regiões; 
 
- na região central estariam as partículas 
positivas, os prótons, e na eletrosfera as 
partículas negativas, os elétrons; 
 
- os elétrons giram em torno do núcleo como 
os planetas giram ao redor do Sol; 
 
- descobriu também os nêutrons de carga 
neutra concentrado no núcleo juntamente 
com os prótons. 
Ernest Rutherford 
 
 
 
 
 
Modelo 
"Planetário" 
 
 
 
 
 
Modelo atômico 
Modelo atômico de Rutherford-Bohr 
 
- Bohr relacionou a distribuição dos elétrons na 
eletrosfera com sua quantidade de energia; 
 
- os elétrons giram ao redor do núcleo em 
órbitas circulares; 
 
- o elétron não perde energia enquanto gira em 
determinada órbita; 
 
- os elétrons localizados nas órbitas próximas ao 
núcleo apresentam energia mais baixa e mais 
afastados energia mais alta. 
 
* principio de incerteza - não se tem absoluta 
precisão, quanto a velocidade e a posição exata 
de um elétron em um instante específico. 
 
 
 
Niels H. David Bohr 
 
 
 
 
 
 
Modelo 
Rutherford-Bohr 
Átomos 
Principais características do átomo 
 
• Número atômico (Z) 
 
- identifica um elemento químico; 
 
- o número indica a quantidade de prótons (p) existentes no 
núcleo do átomo (Z = p); 
 
- quando o átomo é eletricamente neutro, sabendo o número 
atômico, conhecemos também o número de prótons (p) e 
elétrons (e) –> (Z = p = e). 
 
Ex.: 
 Cloro 
17
Cl Z = 17 (número atômico) 
 p = 17 (número de prótons) 
 e = 17 (número de elétrons) 
Átomos 
• Número de massa (A) 
- indica o total de partículas do núcleo de um átomo 
(é a soma do número de prótons (p) e de nêutrons (n) 
presentes no núcleo do átomo); 
- o número de massa é o que determina a massa de um 
átomo, pois os elétrons são partículas com massa desprezível. 
 
Fórmula: A = p + n ou A = Z + n 
 
Ex.: 
Cálcio 
 
 Ca A = 40 (número de massa) 
 Z = 20 (número atômico) 
 p = 20 (número de prótons) 
 n = 20 (número de nêutrons) 
40 
20 
Átomos 
• Elemento Químico 
- é o conjunto de átomos que apresentam o mesmo número de 
prótons (p), isto é, o mesmo número atômico (Z); 
 
- cada elemento químico tem um nome e um símbolo diferente; 
 
- os símbolos dos elementos químicos são formados por uma ou 
duas letras, a primeira é sempre maiúscula e a segunda é sempre 
minúscula; 
 
- Segundo a IUPAC (União Internacional da Química Pura e Aplicada) 
ao representar o elemento químico, a notação deve ser o seguinte; 
 
Ex: H (hidrogênio) 
 O (oxigênio) 
 N (Nitrogênio) 
 
Ex: Al (alumínio) 
 Ca (cálcio) 
 Na (sódio) 
 
 
Ex.: Ca 
 
indica que um átomo de 
cálcio possui 20 prótons e 
20 nêutrons no núcleo. Seu 
número de massa é 40 
(20 + 20). 
40 
20 
Átomos 
• Íons 
- um átomo em seu estado normal é eletricamente neutro, ou seja, 
suas cargas se anulam (número de prótons = elétrons); 
- porém um átomo pode ganhar ou perder elétrons da eletrosfera 
sem sofrer alterações em seu núcleo, resultando na formação de 
partículas denominadas íons (número de prótons ≠ elétrons); 
- quando um átomo ganha elétrons, torna-se íon negativo (ânion) 
(número de elétrons (-) > prótons (+), Ex.: Bromo -> Z=35); 
- 35Br 35Br
-
 (ganhou um elétron: 35 prótons e 36 elétrons = carga: -1) 
- quando um átomo perde elétrons, torna-se íon positivo (cátion) 
(número de elétrons (-) < prótons (+), Ex.: Cálcio -> Z=20); 
- 20Ca 20Ca
2+ (perdeu dois elétrons: 20 prótons e 18 elétrons = carga: +2) 
Íon negativo = ânion (ganhou elétrons) Íon positivo = cátion (perdeu elétrons) 
* Íons compostos - átomos de elementos químicos diferentes ( OH- ). 
Átomos 
Semelhanças atômicas 
 
- Isótopos 
- são átomos que apresentam o mesmo número de prótons (p); 
- pertencem ao mesmo elemento químico; 
- possuem diferente número de nêutrons (n); 
- apresentam diferente número de massa (A). 
 
Exemplo 
 
 Magnésio – Mg (Z = 12) 
 
 
 
 
 Oxigênio – O (Z = 8) 
 
 
Átomos 
• Isóbaros 
- são átomos que apresentam diferentes números atômicos (Z); 
- possuem o mesmo número de massa (A);- pertencem a elementos químicos diferentes. 
Exemplo 
Cálcio - Ca (Z = 20, A=40), Argônio - Ar (Z = 18, A=40), Potássio - K (Z = 19, A=40) 
 
 
• Isótonos 
- são átomos que apresentam o mesmo número de nêutrons (n); 
- possuem diferentes números atômicos (Z); 
- diferentes números de massa (A); 
- pertencem a elementos químicos diferentes. 
Exemplo 
Magnésio, Mg (Z = 12) e silício, Si (Z = 14) Cloro, Cl (Z = 17) e cálcio, Ca (Z = 20) 
 
 
Átomos 
• Isoeletrônicos 
- são átomos e íons que apresentam o mesmo número de 
elétrons (e); 
- quando o átomo é neutro possui um número de elétrons (e) 
igual ao número de prótons (p) (número atômico - Z); 
- o átomo pode ser isoeletrônico de vários íons de elementos 
químicos diferentes. 
Exemplo 
Sódio (Na) Z=11, p=11, n=11, e=10, A=23 
Oxigênio (O) Z=8, p=8, n=8, e=10, A=16 
Neônio (Ne) Z=10, p=10, n=10, e=10, A=20 
 
 
Distribuição Eletrônica 
• quanto menor a energia de um sistema, maior a sua estabilidade; 
• um átomo no estado fundamental possui todos os seus elétrons 
num estado de mínima energia possível (mais estável); 
• as órbitas eletrônicas se agrupam em sete camadas eletrônicas 
(níveis de energia), denominadas K, L, M, N, O, P e Q; 
• cada nível de energia ou camada comporta um número máximo de 
elétrons; 
• os elétrons tendem a distribuir-se nos subníveis de menor energia; 
• A distribuição eletrônica nos subníveis -> configuração eletrônica. 
 
Camadas eletrônicas K L M N O P Q 
N° máx. de elétrons 2 8 18 32 32 18 8 
 
 
Distribuição Eletrônica 
• Os subníveis 
• os níveis de energia são formados por subníveis em ordem 
crescente de energia; 
• esses subníveis são representados pelas letras s, p, d e f; 
• cada subnível comporta um número máximo de elétrons. 
 
 Subnível s p d f 
N° máx. de elétrons 2 6 10 14 
 
 
- os elétrons do mesmo subnível contém a mesma quantidade 
de energia; 
- os elétrons se distribuem na eletrosfera ocupando o subnível 
de menor energia disponível. 
Distribuição Eletrônica 
• para simplificar o trabalho de distribuição dos elétrons pelos 
níveis e subníveis energéticos; 
• o cientista Linus Pauling criou um diagrama (diagrama das 
diagonais ou diagrama de Pauling); 
• as diagonais mostram a ordem em que se dá o preenchimento 
dos subníveis. A distribuição eletrônica é feita seguindo as 
diagonais. 
Distribuição Eletrônica 
• O preenchimento da eletrosfera pelos elétrons em subníveis 
obedece a ordem crescente de energia definida pelo Diagrama das 
diagonais (Diagrama de Pauling): 
 
1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s2, 4f14, 5d10, 6p6, 
7s2, 5f14, 6d10, 7p6 
 
• A última camada (último nível) é denominada camada de Valência; 
Exemplo 
 Distribuição eletrônica dos 26 elétrons de um átomo de ferro (Z = 26) 
 Z = p = e = 26 
 
 
 
 
1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d6 = ordem crescente de energia 
Soma = 26 elétrons 
Distribuição Eletrônica 
• Distribuição eletrônica em íons 
• Quando um átomo ganha ou perde elétrons, os elétrons são 
adicionados ou retirados do último nível (camada), o que não 
corresponde obrigatoriamente ao último subnível; 
• fazer a distribuição eletrônica como se fosse um átomo neutro 
e retira-se elétrons se for um cátion ou acrescenta-se elétrons 
se for um ânion (da camada de valência – camada mais 
afastada do núcleo). 
 Exemplo 
O ferro perde dois elétrons (cátion: Fe2+ ) 
Z = p = 26 e e = 24, pois perdeu 2 elétrons. 
 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 3d6 
 escrito em ordem crescente de energia. 
 Soma = 24 elétrons 
 
 
Tabela Periódica 
• na tabela periódica, os elementos químicos estão 
dispostos em ordem crescente de número atômico; 
• originando na horizontal (em linhas) os períodos e na 
vertical (em colunas) as famílias ou grupos; 
• cada elemento químico ocupa uma casa; 
• os símbolos são representados com a primeira letra em 
maiúscula e a segunda em minúscula. 
 
Exemplos: 
 alumínio (Al), 
 cobre (Cu), 
 ferro (Fe). 
Tabela Periódica 
Tabela Periódica 
Organização da tabela periódica 
Períodos 
• na tabela periódica existem sete períodos e o número do 
período corresponde à quantidade de níveis eletrônicos 
(camadas) que os elementos químicos apresentam (as 
sete linhas). 
• é comum representar os elementos de 57 a 71 
(lantanídeos) e os elementos de 89 a 103 (actinídeos), à 
parte dos demais; 
• mesmo representados separados, os lantanídeos 
pertencem ao 6º período e os actinídeos pertencem ao 
7º período; 
• identifica-se o período de um elemento químico pelo 
número de camadas eletrônicas (níveis). 
Tabela Periódica 
Tabela Periódica 
Exemplo 1: 4Be (Berílio) 
Distribuição -> 1s2, 2s2 
 
 
 
 
2 camadas eletrônicas: 
K e L = 2° período. 
 
 
Exemplo 2: 13Al (Alumínio) 
Distribuição -> 
1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p1 
 
 
 
3 camadas eletrônicas: 
K, L e M = 3° período. 
Tabela Periódica 
• Famílias ou grupos 
• A tabela periódica é constituída por 18 famílias (18 colunas). 
 
• Identificação das famílias: 
 - 1°) é indicar cada família por um algarismo arábico 
seguido das letras A e B. Exemplos: 1A, 2A, 3A, 4A, 3B, 5B e etc. 
(IAPUC); 
 - 2°) é indicar as famílias por algarismos arábicos de 1 a 
18, eliminando-se as letras A e B; 
 
• Elementos de uma mesma família da tabela periódica 
apresentam o mesmo número de elétrons na camada de 
valência, exceto o Hélio (He); 
 
• As famílias ou grupos de elementos da tabela periódica 
(colunas verticais) são numeradas de 1 a 18 e esses números 
expressam o total de elétrons que os átomos dos elementos 
de cada família possuem nos seus subníveis mais externos e 
mais energéticos, ou seja, estão baseados na distribuição 
eletrônica dos elementos. 
Tabela Periódica 
• Famílias A (1, 2, 13, 14, 15, 16, 17 e 18) 
• os elementos que constituem essas famílias são 
denominados elementos representativos (são menos 
complexos que os demais); 
• terminam com subníveis s ou p; 
• na representação terminada pela letra A (1A a 8A), o 
número da família indica a quantidade de elétrons na 
camada de valência, exceto o hélio (He); 
• na representação de 1 a 18, para elementos que possuem: 
 - o elétron mais energético no subnível s, o número da 
família é dado pelo número de elétrons de valência (última 
camada); 
 - o elétron mais energético no subnível p, o número da 
família é dado pela soma: elétrons de valência (última 
camada) + 10. 
 
Tabela Periódica 
 
• Família Número de elétrons na última 
 camada (camada de valência) 
 
• 1 ou 1A 1 elétron 
• 2 ou 2A 2 elétrons 
• 13 ou 3A 3 elétrons 
• 14 ou 4A 4 elétrons 
• 15 ou 5A 5 elétrons 
• 16 ou 6A 6 elétrons 
• 17 ou 7A 7 elétrons 
• 18 ou 8A 8 elétrons 
 
Tabela Periódica 
• A disposição dos elementos na tabela periódica é tal que 
os elementos com propriedades semelhantes ficam numa 
mesma família (ou grupo). As famílias recebem os 
seguintes nomes: 
• Família 1A (1): metais alcalinos (exceto hidrogênio). 
• Família 2A (2): metais alcalinos terrosos. 
• Família 3A (2): família do boro. 
• Família 4A (2): família do carbono 
• Família 5A (2): família do nitrogênio 
• Família 6A (16): calcogênios. 
• Família 7A (17): halogênios. 
• Família 8A (18): gases nobres. 
Tabela Periódica 
• Famílias B (3, 4, 5, 6, 7, 8, 9, 10, 11 e 12) 
• Os elementos dessas famílias são denominados elementos 
de transição e possuem o elétron mais energético no 
subnível d (d1 a d10); 
• Todos esses elementos possuem 2 elétrons na camada de 
valência, ou seja, 2 elétrons no último nível de energia 
preenchido; 
• As propriedades dos elementos de transição que ocupam um 
mesmo período são muito semelhantes, pois possuem o 
mesmo número de níveis de energia (mesmo período) e o 
mesmo número de elétrons na última camada(camada de 
valência); 
• Os lantanídeos e os actinídeos são denominados elementos 
de transição interna e possuem o elétron mais energético no 
subnível f (f1 a f14). Todos ocupam a família 3, em função de 
suas propriedades serem bastante semelhantes às dos 
elementos dessa família. 
Tabela Periódica 
Tabela Periódica 
• Identificação de família e período 
 
• A distribuição eletrônica do átomo de um elemento químico 
permite que determinemos sua localização na tabela periódica. 
 
• Vejamos um exemplo de como podemos localizar um elemento 
químico a partir da distribuição eletrônica: 
 
35Br: 1s
2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p5 
 
 
 
4 camadas: 4º período 
7 elétrons na última camada 
(camada de valência) e 
termina com subnível p: família 7A ou família 17. 
Tabela Periódica 
• Classificação dos elementos químicos 
 Uma das maneiras de classificar os 
elementos químicos é agrupá-los segundo suas 
propriedades químicas e característica físicas 
das substâncias que eles formam, são agrupados 
em 4 grupos: metais, não metais (ametais), 
gases nobres e hidrogênio. 
 
Tabela Periódica 
Metais: dos 118 elementos da tabela periódica, 91 são metais e a 
principal característica dos metais é a tendência de formar cátions 
(íons positivos) ao produzir substâncias. 
 
Características físicas dos metais: 
 
* são maleáveis (podem ser transformados em lâminas); 
* são dúcteis (podem ser transformados em fios); 
* possuem alta temperatura de fusão; 
* são bons condutores de calor; 
* são bons condutores de eletricidade (corrente elétrica); 
* são densos; 
* possuem brilho metálico característico; 
* alguns são atraídos pelo imã (ferro, cobalto e níquel); 
* são sólidos na temperatura ambiente (exceto o mercúrio que é líquido); 
* possuem cor entre acinzentado e prateado (exceto o ouro que é dourado 
e o cobre que é avermelhado). 
 
Tabela Periódica 
• Não metais (ametais): dos 118 elementos da tabela 
periódica, 15 estão nesta classificação: 
 boro (B), carbono (C), silício (Si), nitrogênio (N), 
 fósforo (P), arsênio (As), oxigênio (O), enxofre (S), 
 selênio (Se), telúrio (Te), flúor (F), cloro (Cl), bromo (Br), 
 iodo (I) e astato (At). 
 
* possuem baixa temperatura de fusão; 
* quando sólidos se fragmentam; 
* não são bons condutores de calor (isolantes térmicos); 
* não são bons condutores de eletricidade (isolantes elétricos); 
* não possuem brilho característico como os metais (são 
opacos). 
 
 
Tabela Periódica 
• Gases nobres: são 6 elementos que pertencem a essa 
classificação: hélio (He), neônio (Ne), argônio (Ar), 
criptônio (Kr), xenônio (Xe) e radônio (Rn). 
 
• nas condições ambientes apresentam-se em estado 
gasoso e sua principal característica química é a grande 
estabilidade. 
 
• não formam compostos com outros elementos 
espontaneamente, pois são muito estáveis na forma 
isolada e não possuem tendência a doar ou a receber 
elétrons. 
 
• Os cientistas conseguiram obter em laboratório, vários 
compostos de gases nobres, como óxidos de xenônio: 
XeO3 e XeO4. 
Tabela Periódica 
• Hidrogênio 
 - é um elemento atípico, por isso não se enquadra em 
nenhum grupo da tabela periódica. 
 
 - é o mais simples dos átomos e, no estado 
fundamental, possui apenas 1 nível de energia com um 
único elétron. É encontrado como H2 nas altas camadas da 
atmosfera ou combinado a outros elementos, como o 
oxigênio, formando a água (H2O). 
 
 - Acredita-se que é o elemento mais abundante de 
todo o universo. 
 * possui a propriedade de se combinar com 
 metais e não metais. 
 
 * nas condições ambientes é um gás 
 extremamente inflamável. 
 
Tabela Periódica 
Exercícios (Átomos) 
• 1) Complete o quadro abaixo: 
 
 
Elemento Símbolo Z A p e n 
Flúor F 9 19 
Alumínio Al 13 14 
Urânio U 238 92 
9 
13 
92 
238 
27 
19 
A = Z + n Z = p = e 
9 9 10 
13 27 
92 
13 
146 92 
Fórmulas: 
p = A - n 
n = A - Z 
Exercícios (Átomos) 
2) Entre os átomos 
representados 
por 19A
 
20B
 20C e 18D. 
Quais são isótopos, 
isóbaros e isótonos? 
Isótopos 
 B C 
Isótonos 
 A B D 
Isóbaros 
 A C 
3) Tem-se os seguintes átomos 
e íons genéricos: 
 1 2 3 4 5 6 
 
Quais átomos são: 
Isótopos: 
Isótonos: 
Isóbaros: 
Isoeletrônicos: 
 
 
39 40 39 38 
40 39 
20 20 
20 
40 39 
19 
38 
18 
19 
39 
20 
39 
2 e 5 
1 e 4 
2 e 5 
3 e 6 
Exercícios (Distribuição Eletrônica) 
4. Faça a distribuição eletrônica 
para os elementos a seguir: 
a) 12Mg 
 
b) 20Ca 
 
c) 25Mn 
 
d) 56Ba 
 
5. Com a distribuição eletrônica 
dos elementos a seguir, localize a 
família e o período: 
a) 15P - 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p3 
Família: 
Período: 
b) 26Fe - 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 
Família: 
Período: 
 
1s2 2s2 2p6 3s2 
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5 
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 
5s2 4d10 5p6 6s2 
8B 
4° 
5A 
3° 
Tabela Periódica 
Tabela Periódica 
Exercícios 
• Entregar para a próxima aula: 
• Unidade I 
• Páginas – 25 à 36. 
MÃOS À OBRA