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Indaial – 2020 Química Geral Prof. José Edson Reinert 2a Edição Copyright © UNIASSELVI 2020 Elaboração: Prof. José Edson Reinert Revisão, Diagramação e Produção: Centro Universitário Leonardo da Vinci – UNIASSELVI Ficha catalográfica elaborada na fonte pela Biblioteca Dante Alighieri UNIASSELVI – Indaial. Impresso por: R367q Reinert, José Edson Química geral. / José Edson Reinert. – Indaial: UNIASSELVI, 2020. 268 p.; il. ISBN 978-65-5663-293-3 ISBN Digital 978-65-5663-294-0 1.Química. - Brasil. II. Centro Universitário Leonardo da Vinci. CDD 540.7 apresentação Caro acadêmico, seja muito bem-vindo à disciplina de Química Geral! Este livro didático auxiliará seus estudos para que você compreenda melhor os principais tópicos da química. As orientações têm como objetivo contribuir de forma positiva o direcionamento do seu processo de ensino e aprendizagem. Este livro tem como finalidade proporcionar a você embasamento teórico a respeito de conceitos base da Química para que possam no futuro estabelecer uma relação com as demais disciplinas do seu curso. Assim, o livro didático ordena os conteúdos e aspectos teóricos que auxiliarão no seu desenvolvimento integral, aprimorando seus conhecimentos e possibilitando, no final do curso, sua inserção no mercado de trabalho. A fim de lhe familiarizar de forma breve com a disciplina, apresentamos a seguir cada uma das unidades que serão abordadas neste livro. Na Unidade 1, você compreenderá os aspectos que levaram à evolução dos modelos atômicos e como as interpretações de dados experimentais contribuíram com as características de cada modelo. Nesta unidade, você conhecerá a forma como a tabela periódica é organizada atualmente e as propriedades que são observadas através desta organização. Além do mais será capaz de diferenciar e identificar as ligações químicas que mantêm os átomos unidos. Na Unidade 2, trabalharemos com as funções inorgânicas, que são grupos de substâncias que apresentam algum tipo de semelhança, sendo elas, ácidos, bases, sais e óxidos. Além disso, será apresentada a forma como se realiza a nomenclatura dessas substâncias e suas características. Esta unidade apresentará também as reações inorgânicas. Na Unidade 3, trataremos sobre alguns fundamentos da físico- química, dentre eles as grandezas químicas e estequiometria das reações. Outro ponto a ser tratado serão as classificações e características das dispersões com ênfase nas soluções e seus processos de separação. A radioatividade será outro tópico a ser discutido nesta unidade. Nesse contexto, apresentamos assuntos de suma importância para sua formação e que devem ser conhecidos, portanto, convidamos você a se inteirar e assimilar todo esse conhecimento. Desejamos uma ótima leitura! Bons estudos! Prof. José Edson Reinert Você já me conhece das outras disciplinas? Não? É calouro? Enfim, tanto para você que está chegando agora à UNIASSELVI quanto para você que já é veterano, há novi- dades em nosso material. Na Educação a Distância, o livro impresso, entregue a todos os acadêmicos desde 2005, é o material base da disciplina. A partir de 2017, nossos livros estão de visual novo, com um formato mais prático, que cabe na bolsa e facilita a leitura. O conteúdo continua na íntegra, mas a estrutura interna foi aperfeiçoada com nova diagra- mação no texto, aproveitando ao máximo o espaço da página, o que também contribui para diminuir a extração de árvores para produção de folhas de papel, por exemplo. Assim, a UNIASSELVI, preocupando-se com o impacto de nossas ações sobre o ambiente, apresenta também este livro no formato digital. Assim, você, acadêmico, tem a possibilida- de de estudá-lo com versatilidade nas telas do celular, tablet ou computador. 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Acesse o QR Code, que levará ao AVA, e veja as novidades que preparamos para seu estudo. Conte conosco, estaremos juntos nesta caminhada! LEMBRETE sumário UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA .................................................................................. 1 TÓPICO 1 —CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA ................................................................................ 3 1 INTRODUÇÃO .................................................................................................................................... 3 2 UMA BREVE HISTÓRIA DA QUÍMICA ....................................................................................... 3 2.1 MÉTODO CIENTÍFICO ................................................................................................................. 5 3 MODELOS ATÔMICOS .................................................................................................................... 6 3.1 OS GREGOS E A CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA .................................................................. 6 3.2 TEORIA ATÔMICA DE DALTON ............................................................................................... 8 3.3 TEORIA ATÔMICA DE THOMSON ........................................................................................... 9 3.4 TEORIA ATÔMICA DE RUTHERFORD ................................................................................... 11 3.5 TEORIA ATÔMICA DE BOHR ................................................................................................... 15 3.6 MODELOS ATÔMICO ATUAL .................................................................................................. 17 4 ESTRUTURA ATÔMICA ................................................................................................................. 18 4.1 NÚMERO ATÔMICO, NÚMERO DE MASSA E MASSA ATÔMICA ................................. 19 4.1.1 Elementos químicos e sua representação ......................................................................... 20 4.2 ÍONS................................................................................................................................................ 21 4.3 SEMELHANÇAS ATÔMICAS .................................................................................................... 23 4.4 DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA ................................................................................................. 24 4.5 NÚMERO QUÂNTICOS ............................................................................................................. 28 LEITURA COMPLEMENTAR ............................................................................................................ 32 RESUMO DO TÓPICO 1..................................................................................................................... 34 AUTOATIVIDADE .............................................................................................................................. 36 TÓPICO 2 —TABELA PERIÓDICA .................................................................................................. 39 1 INTRODUÇÃO ..................................................................................................................................39 2 EVOLUÇÃO DA TABELA PERIÓDICA ....................................................................................... 39 3 ORGANIZAÇÃO DA TABELA PERIÓDICA .............................................................................. 44 3.1 GRUPOS ......................................................................................................................................... 44 3.2 PERÍODOS ..................................................................................................................................... 45 3.3 CLASSIFICAÇÃO DOS ELEMENTOS ...................................................................................... 46 3.3.1 Classificação quanto à estrutura eletrônica ...................................................................... 46 3.3.2 Classificação quanto às características e propriedades .................................................. 49 3.3.3 Classificações complementares .......................................................................................... 52 4 PROPRIEDADES PERIÓDICAS .................................................................................................... 53 4.1 RAIO ATÔMICO ........................................................................................................................... 53 4.2 ELETRONEGATIVIDADE .......................................................................................................... 55 4.3 ENERGIA DE IONIZAÇÃO ....................................................................................................... 57 4.4 AFINIDADE ELETRÔNICA ....................................................................................................... 58 RESUMO DO TÓPICO 2..................................................................................................................... 61 AUTOATIVIDADE .............................................................................................................................. 63 TÓPICO 3 —LIGAÇOES QUÍMICAS E INTERAÇÕES INTERMOLECULARES ................. 65 1 INTRODUÇÃO .................................................................................................................................. 65 2 LIGAÇÕES QUÍMICAS ................................................................................................................... 66 2.1 TEORIA DO OCTETO .................................................................................................................. 66 2.2 LIGAÇÕES IÔNICAS ................................................................................................................... 67 2.2.1 Fórmula unitária ou mínima .............................................................................................. 69 2.2.2 Fórmula de Lewis ou eletrônica ........................................................................................ 69 2.2.3 Características dos compostos iônicos .............................................................................. 70 2.3 LIGAÇÕES COVALENTES ......................................................................................................... 71 2.3.1 Fórmula de Lewis ou Eletrônica ........................................................................................ 72 2.3.2 Fórmula estrutural ............................................................................................................... 73 2.3.3 Fórmula molecular .............................................................................................................. 76 2.3.4 Ligações covalentes coordenadas ...................................................................................... 76 2.3.5 Características dos compostos moleculares/covalentes ................................................. 78 2.4 LIGAÇÕES METÁLICAS ............................................................................................................ 78 2.4.1 Características dos compostos metálicos ........................................................................ 79 2.4.2 Ligas metálicas ..................................................................................................................... 79 3 POLARIDADE E GEOMETRIA...................................................................................................... 80 3.1 GEOMETRIA MOLECULAR ...................................................................................................... 80 3.2 POLARIDADE DAS LIGAÇÕES ................................................................................................ 84 3.3 POLARIDADE DAS MOLÉCULAS ........................................................................................... 85 4 INTERAÇÕES INTERMOLECULARES ....................................................................................... 86 4.1 DIPOLO INSTANTÂNEO – DIPOLO INDUZIDO ................................................................. 87 4.2 DIPOLO PERMANENTE – DIPOLO INDUZIDO ................................................................... 88 4.3 DIPOLO PERMANENTE – DIPOLO PERMANENTE ........................................................... 88 4.4 LIGAÇÕES DE HIDROGÊNIO................................................................................................... 88 4.5 ÍON – DIPOLO .............................................................................................................................. 89 4.6 IMPLICAÇÕES DAS INTERAÇÕES INTERMOLECULARES .............................................. 90 RESUMO DO TÓPICO 3..................................................................................................................... 91 AUTOATIVIDADE .............................................................................................................................. 93 REFERÊNCIAS ...................................................................................................................................... 95 UNIDADE 2 — FUNÇÕES INORGÂNICAS E REAÇÕES QUÍMICAS ................................... 97 TÓPICO 1 — ÁCIDOS E BASES ....................................................................................................... 99 1 INTRODUÇÃO .................................................................................................................................. 99 2 TEORIAS ÁCIDO-BASE .................................................................................................................. 99 2.1 TEORIA DE ARRHENIUS ......................................................................................................... 100 2.2 TEORIA DE BRONSTED-LOWRY ........................................................................................... 101 2.3 TEORIA DE LEWIS .................................................................................................................... 102 3 POTENCIAL HIDROGÊNIÔNICO (pH) ................................................................................... 103 3.1 INDICADORES ÁCIDO-BASE ................................................................................................. 105 3.2 ÍONS COMUNS E SOLUÇÃO-TAMPÃO ............................................................................... 108 4 NÚMERO DE OXIDAÇÃO (NOX) .............................................................................................. 111 5 ÁCIDOS ............................................................................................................................................. 113 5.1 CLASSIFICAÇÃO ....................................................................................................................... 114 5.1.1 Quanto ao número de elementos .................................................................................... 114 5.1.2 Quanto à presença de oxigênio ........................................................................................ 114 5.1.3 Quanto ao número de hidrogênios ionizáveis ..............................................................115 5.1.4 Quanto à volatilidade ........................................................................................................ 116 5.1.5 Quanto à força .................................................................................................................... 116 5.2 NOMENCLATURA .................................................................................................................... 121 5.3 APLICAÇÕES .............................................................................................................................. 123 6 BASES ................................................................................................................................................ 125 6.1 CLASSIFICAÇÃO ....................................................................................................................... 126 6.1.1 Quanto ao número de hidroxilas ..................................................................................... 126 6.1.2 Quanto à solubilidade ....................................................................................................... 126 6.1.3 Quanto à força .................................................................................................................... 127 6.2 NOMENCLATURA .................................................................................................................... 128 6.3 APLICAÇÕES .............................................................................................................................. 130 RESUMO DO TÓPICO 1................................................................................................................... 132 AUTOATIVIDADE ............................................................................................................................ 134 TÓPICO 2 — SAIS, ÓXIDOS E HIDRETOS ................................................................................. 137 1 INTRODUÇÃO ................................................................................................................................ 137 2 SAIS .................................................................................................................................................... 137 2.1 CLASSIFICAÇÃO ....................................................................................................................... 139 2.1.1 Quanto ao número de elementos químicos constituintes ............................................ 139 2.1.2 Quanto à solubilidade em água ....................................................................................... 140 2.1.3 Quanto à presença de água .............................................................................................. 141 2.1.4 Quanto à natureza dos íons .............................................................................................. 141 2.1.4.1 Sal neutro ......................................................................................................................... 142 2.1.4.2 Sal ácido ........................................................................................................................... 142 2.1.4.3 Sal básico .......................................................................................................................... 142 2.1.4.4 Sal misto ........................................................................................................................... 143 2.2 NOMENCLATURA .................................................................................................................... 143 2.3 APLICAÇÕES .............................................................................................................................. 144 3 ÓXIDOS ............................................................................................................................................. 145 3.1 CLASSIFICAÇÃO ....................................................................................................................... 148 3.1.1 Quanto ao tipo de elemento ligado ao oxigênio ........................................................... 148 3.1.2 Quanto à propriedade ácido-base. .................................................................................. 149 3.1.3 Outros compostos derivados do oxigênio...................................................................... 150 3.2 NOMENCLATURA .................................................................................................................... 151 3.3 APLICAÇÕES .............................................................................................................................. 152 4 HIDRETOS ........................................................................................................................................ 154 4.1 CLASSIFICAÇÃO ....................................................................................................................... 155 4.1.1 Hidretos iônicos ou salinos .............................................................................................. 155 4.1.2 Hidretos covalentes ou moleculares ............................................................................... 155 4.1.3 Hidretos metálicos ou intersticiais .................................................................................. 156 4.1.4 Hidretos intermediários .................................................................................................... 156 4.2 NOMENCLATURA .................................................................................................................... 157 RESUMO DO TÓPICO 2................................................................................................................... 158 AUTOATIVIDADE ............................................................................................................................ 159 TÓPICO 3 — REAÇÕES QUÍMICAS ............................................................................................. 161 1 INTRODUÇÃO ................................................................................................................................ 161 2 CONCEITOS GERAIS SOBRE REAÇÕES QUÍMICAS .......................................................... 161 3 INDICATIVOS DE REAÇÃO QUÍMICA ................................................................................... 163 4 LEIS DAS REAÇÕES QUÍMICAS ............................................................................................... 164 4.2 LEI DA CONSERVAÇÃO DAS MASSAS ............................................................................... 166 4.1 LEI DA COMBINAÇÃO DE VOLUMES ................................................................................ 166 4.3 LEI DAS PROPORÇÕES DEFINIDAS ..................................................................................... 167 5 BALANCEAMENTO DE REAÇÕES............................................................................................ 168 6 CLASSIFICAÇÕES DAS REAÇÕES QUÍMICAS .................................................................... 170 6.1 REAÇÃO DE SÍNTESE OU ADIÇÃO ...................................................................................... 171 6.2 REAÇÃO DE ANÁLISE OU DECOMPOSIÇÃO ................................................................... 171 6.3 REAÇÃO DE DESLOCAMENTO OU SIMPLES TROCA .................................................... 173 6.4 REAÇÃO DE DUPLA-TROCA ................................................................................................. 174 RESUMO DO TÓPICO 3................................................................................................................... 176 AUTOATIVIDADE ............................................................................................................................ 178 REFERÊNCIAS ....................................................................................................................................180 UNIDADE 3 — FUNDAMENTOS DA FÍSICO-QUÍMICA ....................................................... 183 TÓPICO 1 — RADIOATIVIDADE ................................................................................................. 185 1 INTRODUÇÃO ................................................................................................................................ 185 2 HISTÓRICO DA RADIOATIVIDADE ....................................................................................... 186 3 EMISSÕES RADIOATIVAS .......................................................................................................... 189 3.1 PARTÍCULAS ALFA ................................................................................................................... 191 3.2 PARTÍCULAS BETA ................................................................................................................... 191 3.3 RADIAÇÃO GAMA ................................................................................................................... 192 3.4 COMPARATIVO DA EMISSÕES RADIOATIVAS ................................................................. 193 4 REAÇÕES NUCLEARES ................................................................................................................ 196 4.1 LEIS DA RADIOATIVIDADE ................................................................................................... 197 4.1.1 Primeira lei da radioatividade ......................................................................................... 197 4.1.2 Segunda lei da radioatividade ......................................................................................... 198 4.2 SÉRIES RADIOATIVAS .............................................................................................................. 199 5 CINÉTICA RADIOATIVA ............................................................................................................. 201 5.1 DECAIMENTO RADIOATIVO ................................................................................................ 201 5.2 ATIVIDADE ................................................................................................................................. 202 5.3 MEIA-VIDA ................................................................................................................................. 203 5.4 VIDA MÉDIA .............................................................................................................................. 207 6 FISSÃO E FUSÃO ............................................................................................................................ 208 7 APLICAÇÕES ................................................................................................................................... 210 RESUMO DO TÓPICO 1................................................................................................................... 215 AUTOATIVIDADE ............................................................................................................................ 217 TÓPICO 2 — GRANDEZAS QUÍMICAS ...................................................................................... 219 1 INTRODUÇÃO ................................................................................................................................ 219 2 UNIDADE DE MASSA ATÔMICA ............................................................................................. 220 2.1 MASSA DE UM ELEMENTO ................................................................................................... 221 2.2 MASSA MOLECULAR E MASSA FÓRMULA ...................................................................... 221 3 MOL .................................................................................................................................................... 222 3.1 CONSTANTE DE AVOGADRO ............................................................................................... 222 3.2 MASSA MOLAR ......................................................................................................................... 223 3.3 VOLUME MOLAR ..................................................................................................................... 224 4 CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO ............................................................................................... 225 RESUMO DO TÓPICO 2................................................................................................................... 229 AUTOATIVIDADE ............................................................................................................................ 230 TÓPICO 3 — SISTEMAS QUÍMICOS ........................................................................................... 233 1 INTRODUÇÃO ................................................................................................................................ 233 2 SUBSTÂNCIA PURA E MISTURA .............................................................................................. 233 2.1 PROCESSOS DE SEPARAÇÃO DE MISTURAS .................................................................... 235 3 CLASSIFICAÇÃO DAS DISPERSÕES ....................................................................................... 241 3.1 SUSPENSÃO ................................................................................................................................ 241 3.2 COLOIDE ..................................................................................................................................... 242 3.3 SOLUÇÃO.................................................................................................................................... 244 4 ESTUDO DAS SOLUÇÕES ........................................................................................................... 244 4.1 CLASSIFICAÇÃO DAS SOLUÇÕES ....................................................................................... 245 4.1.1 De acordo com o estado físico da solução ...................................................................... 245 4.1.2 De Acordo com a natureza do soluto ............................................................................. 246 4.1.3 De acordo com a solubilidade do soluto ........................................................................ 247 4.2 UNIDADES DE CONCENTRAÇÃO DAS SOLUÇÕES ....................................................... 251 4.2.1 Título.................................................................................................................................... 251 4.2.2 Concentração comum ........................................................................................................ 252 4.2.3 Concentração em quantidade de matéria por volume ................................................. 253 4.2.4 Concentração em quantidade de matéria por massa ................................................... 253 4.2.5 Relacionando as concentrações ........................................................................................ 254 4.3 VARIAÇÃO NA CONCENTRAÇÃO ...................................................................................... 254 4.3.1 Diluição e concentração de soluções ............................................................................... 254 4.3.2 Mistura de soluções com o mesmo soluto ..................................................................... 255 4.3.3 Mistura de soluções com solutos diferentes que não reagem entre si ....................... 256 4.3.4 Mistura de soluções com solutos diferentes que reagem entre si............................... 257 LEITURA COMPLEMENTAR .......................................................................................................... 261 RESUMO DO TÓPICO 3................................................................................................................... 263 AUTOATIVIDADE ............................................................................................................................265 REFERÊNCIAS .................................................................................................................................... 267 1 UNIDADE 1 — INTRODUÇÃO À QUÍMICA OBJETIVOS DE APRENDIZAGEM PLANO DE ESTUDOS A partir do estudo desta unidade, você deverá ser capaz de: • identificar as unidades fundamentais da matéria; • diferenciar os modelos atômicos e reconhecer as observações que levaram a sua evolução; • realizar a distribuição eletrônica utilizando o Diagrama de Linus Pauling assim como identificar os quatro números quânticos; • reconhecer a organização atual da tabela periódica e os elementos que a compõe; • compreender a estabilidade química dos elementos através da Regra do Octeto; • identificar e diferenciar as ligações iônicas, covalentes e metálicas. Esta unidade está dividida em três tópicos. No decorrer da unidade, você encontrará autoatividades com o objetivo de reforçar o conteúdo apresen- tado. TÓPICO 1 – CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA TÓPICO 2 – TABELA PERIÓDICA TÓPICO 3 – LIGAÇÕES QUÍMICAS E INTERAÇÕES INTERMOLECULA- RES Preparado para ampliar seus conhecimentos? Respire e vamos em frente! Procure um ambiente que facilite a concentração, assim absorverá melhor as informações. CHAMADA 2 3 TÓPICO 1 —UNIDADE 1 CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA 1 INTRODUÇÃO Olá, caro acadêmico! Iniciamos nossos estudos em Química Geral com a constituição da matéria, portanto, reflita sobre o que é apresentado a seguir. Tudo que está a nossa volta, que podemos tocar, que possui massa e ocupa um lugar no espaço, ou seja, possui volume, é denominado matéria. A matéria foi algo que sempre intrigou pensadores e cientistas ao longo dos séculos. Nos dias atuais, sabemos que os átomos são responsáveis pela constituição da matéria, porém esta ideia pode ser considerada “recente”. Neste tópico vamos abordar a evolução dos modelos atômicos e da ideia do que constitui a matéria, assim como características e classificações dela. Para isso iremos dos filósofos gregos até os maiores cientistas da história da Química e suas contribuições para esta área. 2 UMA BREVE HISTÓRIA DA QUÍMICA Os seres humanos começaram a estabelecer seu conhecimento sobre a química das coisas na pré-história com o domínio do fogo. O domínio desse recurso permitiu a diversas civilizações a manipulação de metais e consequen- temente o desenvolvimento de diversos utensílios, objetos e armas. Além disso, aprender a “produzir” fogo proporcionou a estas civilizações iluminação e pro- teção contra o frio. A GUERRA DO FOGO Título: A Guerra do Fogo (La Guerre du Feu) Direção: Jean-Jacques Annaud Ano: 1981 Duração: 125 minutos Sinopse: Esse filme franco-canadense, bastante premiado, conta a história de uma batalha entre duas tribos da Pré-História em torno da posse e da produção do fogo, tecnologia de grande importância na evolução humana. DICAS UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA 4 Com o avanço dos conhecimentos a respeito da natureza e mesmo antes da química se estabelecer como ciência, houve a alquimia. A alquimia surgiu por volta do século IV a.C. e foi a precursora da química. Ela era uma mistura de arte, ciência e magia, e apresentava uma forma mais mística e misteriosa de observar a natureza. Vários povos se destacaram pelos estudos alquímicos, como egípcios, gregos, chineses, árabes etc. A alquimia possuía dois objetivos principais a serem alcançados, sendo eles: • A pedra filosofal: ela seria capaz de realizar a transmutação de materiais comuns em ouro. • O elixir da vida: material que teria a propriedade de garantir cura das enfermidades do corpo, assim como, juventude e vida eterna. Apesar de nenhum dos dois objetivos terem sido alcançados, a alquimia, durante seu auge, permitiu a descoberta de diversos elementos e substâncias, a elaboração de várias técnicas e vidrarias de laboratórios que fazem parte da Química atual. FIGURA 1 – LABORATÓRIO ALQUÍMICO FONTE: <https://bit.ly/2yByxiY>. Acesso em: 8 abr. 2020 A química, como uma das áreas das ciências naturais, é recente e tem seu início datado por volta do final do século XVIII e marcado por trabalhos de dois estudiosos: Robert Boyle (1627-1691) e Antoine-Laurent de Lavoisier (1743-1794). TÓPICO 1 —CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA 5 Tanto Robert Boyle quanto Antoine-Laurent de Lavoisier aplicaram o uso de experimentos planejados com o propósito de responder a um questionamento, para isso realizavam observações e medidas assim como elaboraram hipóteses e testaram-nas. Isso permitiu a generalização de muitos conceitos. A partir deste ponto a análise da matéria e suas transformações adquiriu um caráter mais científico e deixou de lado o misticismo da Alquimia. 2.1 MÉTODO CIENTÍFICO A forma de trabalho de Boyle e Lavoisier são conhecidas atualmente como o método científico. O método científico estabelece uma sequência a ser seguida a fim de se comprovar uma hipótese, para isso há uma estrutura bem definida que pode ser seguida em qualquer área das ciências e até mesmo no cotidiano. Veja a estrutura a seguir: FIGURA 2 – ESTRUTURA DO MÉTODO CIENTÍFICO FONTE: O autor UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA 6 Note que a química atual está embasada na experimentação, então após observar algum fenômeno, caracterizar um problema a ser solucionado e fazer um levantamento de dados deve-se elaborar uma hipótese que possa responder ao questionamento ligado ao problema. A verificação da hipótese se dá através de um experimento. Ao comparar os resultados obtidos com a hipótese formulada dois ca- minhos podem ser seguidos, caso os dados indiquem que a hipótese é verdadeira en- tão teremos uma lei ou teoria. Caso a experimentação refute a hipótese nós voltamos ao ponto de elaboração para uma nova hipótese até que a mesma seja verdadeira. 3 MODELOS ATÔMICOS A química possui como objetivo estudar a matéria a suas transformações. No entanto, do que a matéria é constituída? Essa é uma pergunta que sempre intrigou muitos filósofos e cientistas ao longo dos anos. O conceito do que constitui a matéria é algo que evoluiu com o passar dos anos, principalmente pelo fato de que a ciência é algo em constante construção. A descoberta de novas tecnologias levou ao desenvolvimento dos conhecimentos ligados à interpretação da constituição da matéria. Atualmente, muito se fala sobre os átomos e a pesquisa constante para desvendar cada mistério do seu interior, mas até chegarmos neste nível de conhe- cimento a humanidade caminhou um longo caminho, iniciado com os filósofos gregos. 3.1 OS GREGOS E A CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA Há pouco mais de 2500 anos, os filósofos gregos foram os primeiros a sugerir e discutir sobre qual seria a constituição da matéria. Podendo-se destacar as seguintes ideias: • Tales de Mileto (c.624 a.C. – c.558 a.C.) – Propôs que todo o universo era com- posto de água. • Anaxímenes (c.585 a.C. – c.524 a.C.) – Acreditava que a base de tudo era o ar. • Heráclito (c.540 a.C. – c.475 a.C.) – Este filósofo propôs que tudo era composto de fogo. • Empédocles (c.490 a.C. – c.435 a.C.) – Unificou os elementos água, ar e fogo ao elemento terra, propondo a teoria dos quatro elementos, para ele essa teoria era regida por amor (união) e ódio (separação). Todavia, entre todas as concepções gregas a que merece certo destaque é a proposta por Leucipo (c.480 a.C. – c.420 a.C.) e defendida por seu pupilo Demó- crito (c.460 a.C. – c.370 a.C.). Para eles, por hipótese, ao fragmentar uma porção de matéria sucessivas vezes ao meio chegaríamos em uma unidade imaginária, invisível e indivisível, o átomo. TÓPICO 1 —CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA 7 Posteriormente, a Leucipo e Demócrito tivemos a influência de Aristóteles (384 a.C. – 322 a.C.). Ele criticou a teoria atomística e retomou os conceitos da teoria dos quatro elementos, expandindo-a. Para Aristóteles, os quatro elementosmantinham uma relação entre si através de amor e ódio e essa relação seria responsável pelas características seco, quente, úmido e frio. FIGURA 3 – TEORIA DOS QUATRO ELEMENTOS FONTE: <https://bit.ly/2zlA0ur>. Acesso em: 9 abr. 2020. A palavra átomo vem do grego ἄτομος, sendo a = não e tomos = partes, ou seja, sem partes, melhor traduzido como indivisível, uma forma de expressar o conceito abordado pelos filósofos Leucipo e Demócrito. NOTA UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA 8 É importante destacar que não se deve comparar os conhecimentos adqui- ridos pelos filósofos gregos com os trabalhos sobre a constituição da matéria di- fundidos a partir do Século XVIII, pois estes estavam embasado na experimenta- ção, já as ideias dos filósofos gregos valorizavam as atividades mentais, visto que trabalhos manuais eram característicos de escravos (NOVAIS; ANTUNES, 2016). 3.2 TEORIA ATÔMICA DE DALTON O primeiro modelo atômico de destaque que surge após o século XVIII é o modelo proposto pela teoria atômica do químico inglês John Dalton (1766- 1844). Não se pode estabelecer ao certo quais foram os tópicos que levaram ao desenvolvimento desta teoria, visto que muitas eram as influências sobre ela, porém, segundo Melzer e Aires (2015), dois pontos podem ser destacados: • Dalton baseou sua proposta em uma teoria ligada a seus estudos acerca da física proposta por Isaac Newton, ancorada no corpuscularismo newtoniano; • E através de seus estudos sobre misturas gasosas, com todas as discussões e críticas feitas pelos seus contemporâneos que o fizeram analisar e conceber uma união entre a proposta Newtoniana de partícula com as propostas de afinidade química, ambas apresentadas em sua época. O corpuscularismo é uma teoria física, estudada principalmente pelo cientista inglês Isaac Newton (1643-1727), que propõe que a matéria é composta por partículas minúsculas, denominadas corpúsculos. Essa teoria é similar à teoria atomística, porém, se difere no fato de que, no caso dos corpúsculos, eles poderiam, em princípio, ser divididos. NOTA Além disso, outra influência observada por Dalton para elaboração de sua teoria foram as leis ponderais de Lavoisier (Lei da Conservação das Massas) e Proust (Lei das Proporções Definidas). Por fim a teoria atômica de Dalton, apresentada através de publicações do cientista entre os anos de 1804 e 1827, apresenta as seguintes características: • O átomo é formado por uma esfera corpuscular maciça e indivisível. • Os elementos químicos são a junção de átomos com a mesma massa, tamanho e propriedades. • Os elementos químicos diferentes possuem propriedades diferentes, tais como tamanho e massa. • A combinação de átomos de elementos diferentes forma “átomos compostos” (atualmente chamados de moléculas). TÓPICO 1 —CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA 9 • Durante uma reação química os átomos não são criados, nem destruídos, são reorganizados, formando novas substâncias. O modelo atômico de Dalton proveniente de sua teoria atômica era imaginado como sendo uma esfera maciça, indivisível e indestrutível, sendo que esta representação do átomo ficou conhecida como Modelo da Bola de Bilhar. FIGURA 4 – MODELO ATÔMICO DE DALTON FONTE: O autor 3.3 TEORIA ATÔMICA DE THOMSON A evolução das teorias atômicas é algo natural, visto que o avanço da ciência permite chegar a conclusões que eram experimentalmente impossíveis no passado. Segundo Novais e Antunes (2016, p. 85): Apesar de a teoria atômica de Dalton, divulgada no início do século XIX, ter sido importante para os avanços da Química e de ainda hoje valer para a compreensão de inúmeros fenômenos que estudamos, ela não permite explicar uma série de fatos experimentais, alguns dos quais passaram a ser conhecidos durante o século XIX. Dentre os fenômenos não explicados pela teoria atômica de Dalton, podemos destacar o fato de ela não explicar a eletrização de corpos por atrito e as reações químicas provocadas por passagem de corrente elétrica, ou seja, a teoria de Dalton não explicava a natureza elétrica da matéria. O responsável por introduzir a natureza elétrica da matéria foi Joseph John Thomson (1856-1940), mas para que possamos entender seu trabalho, precisamos falar sobre as pesquisas que ocorreram ao longo do século XIX. Ao longo do século XIX, vários cientistas buscavam entender os fenômenos elétricos e para isso realizavam experimentos com tubos de descarga elétrica. Armazenados a baixas pressões, gases eram contidos nestes recipientes nos quais eram realizadas descargas elétricas. A diminuição da pressão era realizada com o uso de uma bomba de vácuo e o dentro dos tubos de vidro havia duas placas metálicas (cátodo e ânodo) ligadas por fios a fontes de alta tensão, conforme o esquema a seguir: UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA 10 FIGURA 5 – TUBO DE DESCARGA ELÉTRICA FONTE: <https://bit.ly/2VOd12I>. Acesso em: 9 abr. 2020. Um dos cientistas que realizou estes estudos foi William Crookes (1832- 1919). Ele realizou seus testes em baixíssimas pressões, e ao fazer isso, observou que certa luminosidade aparecia na parede do tubo em frente ao cátodo. Então, esses raios, que partiam em linha reta do cátodo na direção oposta a ele, foram denominados de raios catódicos. Thomson, ao trabalhar com raios catódicos, realizou algumas observações importantes a respeito deles: • eles possuíam massa, pois ao inserir dentro do tubo de vidro uma pequena hélice se movia com a incidência dos raios catódicos; • uma pequena cruz dentro do tubo de vidro era capaz de deter os raios catódicos, formando uma sombra sobre na parede de vidro; • os raios catódicos mudavam de direção ao serem colocados entre duas placas carregadas, desviando-se em na direção da placa positiva; • independentemente do gás utilizado no tubo de vidro a relação entre carga e massa era sempre a mesma. Assim, Thomson concluiu que: • os raios catódicos são formados por feixes de partículas carregadas negativa- mente; • todos os átomos da matéria possuem estas partículas (conhecidas como elé- trons). • como os corpos são neutros, Thomson propôs que o átomo deveria ser formado por uma massa de carga positiva de mesmo valor, porém de sinal contrário a soma das cargas dos elétrons (cargas negativas) que estavam incrustados nele. O modelo atômico proposto por Thomson ficou conhecido como Modelo do Pudim de Passas e se assemelha ao que é apresentado na imagem a seguir: TÓPICO 1 —CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA 11 FIGURA 6 – MODELO ATÔMICO DE THOMSON FONTE: O autor 3.4 TEORIA ATÔMICA DE RUTHERFORD O modelo atômico de Thomson foi bem aceito por muitos anos, porém, depois do início do século XX, Ernest Rutherford (1871-1937) e alguns colaborado- res, através de alguns experimentos realizados na Inglaterra, propuseram um novo modelo atômico que levaria à substituição do modelo de Thomson (RUSSEL, 2002). A descoberta da radioatividade Em 1890, descobriu-se que certos elementos são radioativos. Isto significa que eles emitem radiação de alta energia, da qual há três tipos: partículas alfa (α), partículas beta (β)e raios gama (γ). FONTE: RUSSELL, J. B. Química geral. 2. ed. São Paulo: Makron Books, 2002. v. 1. ESTUDOS FU TUROS Rutherford, junto aos cientistas E. Marsden e H. Geiger, realizaram uma experiência em que um fluxo de partículas alfa, emitida por uma amostra de polônio radioativo, atingia folhas finas de diversos materiais. Os cientistas observaram, segundo Russel (2002, p.236), que [...] embora muitas partículas atravessassem as folhas em linha reta, algumas foram espalhadas ou desviadas da linha reta. Os três cientistas ficaram intrigados pelo espalhamento da partícula alfa (o que causou o desvio e por que somente algumas das partículas foram desviadas?) e projetaram um aparelho para medir o ângulo do desvio sofrido pelaspartículas alfa, quando estas passavam através de uma folha extremamente fina de ouro. O experimento descrito é apresentado na figura a seguir. UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA 12 FIGURA 7 – EXPERIMENTO DE RUTHERFORD FONTE: <https://bit.ly/3f4Gzlq>. Acesso em: 11 abr. 2020. Note que o experimento consiste em (1) uma amostra de polônio den- tro de (2) um bloco de chumbo provido de uma abertura estreita e partindo da amostra dentro do bloco há (3) um feixe de partículas alfa que vão em direção (5) a uma finíssima lâmina de ouro (0,0001 mm de espessura). Ao atingir a lâmina no ponto 6, observa-se que (7) grande parte das partículas alfa atravessa a lâmina com pouco ou nenhum desvio e atinge (4) um anteparo revestido por uma cama- da de sulfeto de zinco (ZnS) fosforescente onde é detectada com a formação de uma marcação. Os resultados eram interessantes, pois, mesmo como pouquíssimos desvios ocorridos, a amplitude dos ângulos ia de valores muito pequenos até valores acima de 90°. Fato que intrigou os cientistas, pois de acordo com o modelo de Thomson, as partículas alfa deveriam atravessar sem desvio (Figura 8). FIGURA 8 – RESULTADO ESPERADO PARA O MODELO DE THOMSON FONTE: Adaptado de <https://bit.ly/2W6DCYS>. Acesso em: 11 abr. 2020. TÓPICO 1 —CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA 13 De acordo com o modelo de Thomson, Rutherford já esperava que as partículas alfa atravessassem sem sofrer desvio: Ele raciocinou que isto ocorreria se a massa e carga elétricas positiva e negativa estivessem espalhadas mais ou menos ao acaso através de cada átomo na folha. Tal distribuição difusa de massa poderia significar que nada seria muito sólido para uma partícula alfa atravessar, e a carga positiva carregada pela partícula não seria influenciada por nenhuma concentração alta de carga positiva ou negativa localizada na folha (RUSSEL, 2002, p. 237). A partir dos dados obtidos, em 1911, Rutherford propôs um novo modelo atômico baseado nas interpretações dos resultados observado na experiência, conforme a Tabela 1. TABELA 1 – DADOS DA EXPERIÊNCIA DE RUTHERFORD OBSERVAÇÃO INTERPRETAÇÃO A maioria das partículas alfa (α) atravessou a folha de ouro sem sofrer nenhuma deflexão. O átomo é principalmente espaço vazio. Algumas partículas alfa (α) foram defletidas com pequenos ângulos. Há um núcleo carregado com carga positiva, assim como as partículas alfa (α) Ocasionalmente, uma partícula alfa (α) retorna ao atingir a folha de ouro. O núcleo do átomo concentra praticamente toda sua massa. FONTE: O autor Para Rutherford, o átomo então possuía duas regiões distintas, o núcleo que possuía carga positiva e concentrava praticamente toda massa do átomo e a região em volta dele, chamada de eletrosfera, em que os elétrons de carga negativa circulavam. FIGURA 9 – MODELO ATÔMICO DE RUTHERFORD FONTE: O autor UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA 14 Afinal de contas, do que é composto o núcleo atômico? Em 1914, Rutherford demonstrou a existência de uma partícula que tem uma massa muito maior do que o elétron e tem a carga igual em gran- deza à de um elétron, mas de sinal oposto, isto é, positivo ao invés de negativo. Rutherford sugeriu que a carga positiva de um núcleo atômi- co se deve à presença de um número destas partículas, que em 1920 ele denominou prótons (RUSSEL, 2002, p. 238-239, grifo do autor). Rutherford observou que os prótons descreviam apenas cerca de metade da massa nuclear. Ele sugeriu a existência de outra partícula, também presente no núcleo, de massa aproximada ao dos prótons e sem carga. Todavia, essa partícula só foi descoberta em 1932 pelo físico britânico James Chadwick (1891-1974) e denominada nêutron (BRADY; HUMISTON, 1986). O modelo de Rutherford é ainda útil nos dias de hoje, de forma didática, porém, ele acabou apresentando uma contradição que levou a modificação deste modelo. Essa contradição consiste no fato de que, se elétrons de carga negativa circulam um núcleo de carga positiva, eles deveriam perder energia na forma de radiações eletromagnéticas e percorrer uma trajetória espiralada até atingir o núcleo, fato que não ocorre. FIGURA 10 – CONTRADIÇÃO DO MODELO DE RUTHERFORD FONTE: Adaptado de: <https://bit.ly/35nXVoQ>. Acesso em: 11 abr. 2020. Para que você tenha uma ideia da relação entre o tamanho do átomo e o tamanho do núcleo, imagine o seguinte: se aproximássemos a visualização do átomo ao ponto de que o núcleo atômico possuísse o tamanho de uma bola de tênis, o diâmetro do total átomo seria de aproximadamente 6,4 km. INTERESSA NTE TÓPICO 1 —CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA 15 3.5 TEORIA ATÔMICA DE BOHR Apesar de ser revolucionário, o modelo atômico de Rutherford não pôde explicar o comportamento dos elétrons que circulavam o núcleo atômico. Esse comportamento só foi explicado em 1913, pelo físico dinamarquês Niels Henrik David Bohr (1885-1962). Segundo Nahra (2018), Bohr propôs alguns postulados que fundamentavam seu modelo atômico, sendo eles apresentados a seguir: • Os elétrons percorrem órbitas circulares ao redor do núcleo, denominadas órbitas estacionárias. • Cada órbita circular apresenta uma energia constante. Logo, os elétrons não absorvem nem emitem energia ao descreverem uma órbita estacionária. • Os elétrons são capazes de ocupar apenas os níveis que contêm uma certa quantidade bem definida de energia, levando em conta valores exatos de energia de acordo com a órbita estacionária na qual se encontram. Os elétrons não possuiriam, portanto, a capacidade de ocupar estados intermediários de energia. • Os elétrons localizados em órbitas mais afastadas do núcleo possuiriam maiores valores de energia. • Ao absorver certa quantidade de energia, o elétron deve saltar para uma órbita mais energética. Ao retornar à sua órbita original, o elétron libera o mesmo valor de energia que foi absorvido no salto quântico. A liberação de energia, conhecida como fóton, ocorre na forma de onda eletromagnética. Essa energia apresenta um valor idêntico à diferença de energia entre as órbitas circulares em questão. Postulado é uma afirmação ou fato que se toma como ponto de partida de uma argumentação e que não possui necessidade de demonstração. NOTA Considerando os postulados, o modelo de Bohr pode ser representado pela Figura 11. UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA 16 FIGURA 11 – MODELO ATÔMICO DE BOHR FONTE: <https://bit.ly/2KRDw21>. Acesso em: 11 abr. 2020. Bohr introduziu o conceito de energia quantizada ao átomo, ou seja, os elétrons só poderiam ocupar determinados níveis de energia. Estes níveis, numerados de 1 a 7, são representados pelas letras, K, L, M, N, O, P e Q. Os níveis mais internos possuem menor energia e os mais externos, maior energia. Assim, ao saltar de um nível mais interno para um mais externo o elétron precisaria absorver energia, este estado é denominado de estado excitado. Quando este mesmo elétron retorna para seu nível de origem ele precisa liberar esta energia, na forma de radiação eletromagnética, sendo este estado denominado estado fundamental. Os saltos quânticos realizados pelos elétrons explicam a coloração dos fogos de artifícios e das cores das luzes de letreiros luminosos. Cada elemento químico possui órbitas com diferentes valores de níveis de energia, consequentemente ao retornar para o estado fundamental, os elétrons irão liberar uma quantidade de energia na forma de luz visível que será característica do átomo. Você pode saber mais sobre este assunto acessando https://bit.ly/2KRDw21 e/ou https://bit.ly/2SLnCe0. DICAS O modelo de Bohr, apesar de uma contribuição importante, também apresentou limitações. Segundo Tenfen e Tenfen (2017, p. 227) há: [...] uma falha séria no poder descritivo do modelo atômico de Bohr: a incapacidade de descrição quantitativa dos espectrosde emissão para átomos com mais de um elétron. Ainda que o modelo possua grande mérito na descrição das energias de estados fundamentais e energias de ionização para átomos com poucos elétrons, a referida falha surge de forma natural, pois a mecânica clássica, utilizada fortemente no modelo de Bohr, limita a descrição dos estados estacionários dos átomos. TÓPICO 1 —CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA 17 Didaticamente, os modelos de Rutherford e Bohr são comumente utilizados como modelo Rutherford-Bohr em sala de aula, a fim de simplificar a compreensão do modelo atômico. Todavia, o modelo atual leva em consideração a contribuição de outros cientistas. 3.6 MODELOS ATÔMICO ATUAL O modelo atômico atual é uma grande colaboração entre os cientistas Erwin Schrödinger (1887-1961), Louis Victor de Broglie (1892-1987) e Werner Hei- senberg (1901-1976). A partir de uma nova visão, denominada de mecânica ondu- latória, eles reuniram todos os conhecimentos já adquiridos por outros cientistas, como os citados até agora, e desenvolveram uma nova teoria do modelo atômico. A mecânica quântica estabelece que só é possível estudar o comportamento de sistemas microscópicos em termos de “probabilidades”. Assim, não é permitido utilizarmos expressões, como a trajetória de um elétron, mas sim a região de maior probabilidade de se encontrar um elétron, que é o orbital atômico, passando esses sistemas a serem descritos por uma função de onda, representada pela letra grega Ψ (Psi). FONTE: OLIVEIRA, Ótom Anselmo de; FERNANDES, Joana D’arc Gomes. Arquitetura Atômica e Molecular: o modelo atômico atual e os números quânticos. Natal: EDUFRN, 2006. 280 p. Disponível em: https://docente.ifrn.edu.br/denilsonmaia/o-modelo-atomi- co-atual. Acesso em: 8 maio 2020. IMPORTANT E Basicamente, este modelo leva em consideração o princípio da incerteza de Heisenberg e o princípio de dualidade de Broglie, onde qualquer corpúsculo atômico teria um comportamento de onda ou partícula. Enquanto isso, [...] Schrödinger formulou uma equação de onda para descrever o com- portamento de sistemas microscópicos, em que considerava o comporta- mento dualístico de uma partícula se movimentando em três dimensões de se encontrar num instante qualquer um dado elétron numa determina- da região do espaço (OLIVEIRA; FERNANDES, 2006, p.2). Assim, a ideia que se tinha sobre as órbitas acabou ficando incoerente e foi substituída pelo conceito de probabilidade, em que se podia determinar uma região provável para encontrar os elétrons. UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA 18 FIGURA 12 – MODELO ATÔMICA ATUAL FONTE: Adaptado de: <https://bit.ly/2A5ikU1>. Acesso em: 8 maio 2020. A composição da matéria passou por diversas transformações, indo da teoria dos quatro elementos ao átomo indivisível, passando pela apresentação de um átomo carregado eletricamente e até mesmo se tornando descontínuo, mas to- das as contribuições levaram ao que é o átomo atualmente, uma estrutura regida por mecânica quântica extremamente complexa. Lembre, acadêmico, as ciências estão em constante transformação e quanto mais avançamos em termos de conhe- cimento e tecnologia, a concepção de átomo poderá acompanhar este avanço se transformar em algo diferente no futuro. É importante saber que podemos ir além de prótons, nêutrons e elétrons na representação do átomo. Sabemos que existem estruturas ainda menores e mais elementares, chamadas de quarks e léptons, estudadas pela Física de Par- tículas. Estas partículas elementares são responsáveis pela estrutura de prótons e nêutrons. Os elétrons são a mais conhecida representação dos léptons. Não se conhece algo além desse ponto em nível subatômico. Para saber mais sobre este assunto veja a leitura complementar ao final deste tópico. 4 ESTRUTURA ATÔMICA O átomo de forma didática, como foi descrito anteriormente, é trabalhado com o modelo Rutherford-Bohr, portanto, é importante relembrar algumas informações: TABELA 2 – COMPOSIÇÃO DO ÁTOMO REGIÃO PARTÍCULA SÍMBOLO CARGA ELÉTRICA RELATIVA MASSA RELATIVA MASSA (kg) Núcleo Próton p + 1 1 1,6725.10-27 Nêutron n 0 1 1,6748.10-27 Eletrosfera Elétron e- -1 1/1836 9,1096.10-31 FONTE: O autor TÓPICO 1 —CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA 19 Através destas informações, é possível de se obter outros dados impor- tantes, como número atômico, número de massa e massa atômica. 4.1 NÚMERO ATÔMICO, NÚMERO DE MASSA E MASSA ATÔMICA O número atômico, representado por Z, é igual à quantidade de prótons presentes num determinado átomo. Este número é uma espécie de “impressão digital” do átomo, sendo que cada um deles possuirá um número diferente. Dessa forma nunca existirá dois átomos de elementos diferentes que possuam o mesmo número atômico. Z = nº de prótons (p⁺) O símbolo Z atribuído ao número atômico deve-se à palavra alemã “Zahl”, que significa “número”. Este número corresponde à ordem dos elementos químicos na Tabela Periódica. NOTA O número de massa, representado por A, indica a soma do número de prótons (p+) e nêutrons (n) presentes no núcleo atômico. A = p++n Considerando que o número atômico é igual ao número de prótons, a equação poderia ser reescrita assim: A = Z + n Note que isolando o n na equação é possível chegar ao número de nêutrons do átomo. A massa atômica (MA), que representa a massa de um átomo, normalmente é “expressa pelo uso de uma unidade extremamente pequena, chamada de unidade de massa atômica, abreviada u [...]” (RUSSEL, 2002, p. 74), sendo que a unidade de massa atômica (u) equivale a 1/12 avos da massa do isótopo de carbono-12 (O conceito de isótopos será trabalhado mais a frente). A título de conhecimento, 1u equivale aproximadamente a 1,66.10-24g. UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA 20 A massa atômica apresentada na tabela periódica é obtida por uma média ponderal, considerando a abundância e as massas de todos os isótopos do elemento presentes na natureza, veja o exemplo a seguir: TABELA 3 – ABUNDÂNCIA DOS ISÓTOPOS DE OXIGÊNIO ISÓTOPO MASSA ATÔMICA (u) ABUNDÂNCIA (%) Oxigênio – 16 15,9949 99,76 Oxigênio – 17 16,9991 0,03 Oxigênio – 18 17,9991 0,21 FONTE: Adaptado de: <https://bit.ly/3dw3Xa2>. Acesso em: 8 maio 2020. Considerando os dados, podemos calcular a média ponderal da seguinte forma: Para o nosso exemplo: Cuidado para não confundir a massa atômica com o número de massa. Apesar de os números coincidirem, a massa atômica também considera a massa dos elétrons presentes no átomo. Lembre-se, porém, de que os elétrons possuem massa praticamente desprezível dessa forma não interferem significativamente no valor da massa atômica, o que justifica a coincidência de valores. 4.1.1 Elementos químicos e sua representação Os elementos químicos são definidos como grupos de átomo que pos- suem no seu núcleo o mesmo número de prótons, ou seja, o mesmo número atô- mico. Sob outra perspectiva, os átomos são a menor representação de um elemen- to químico. A União Internacional de Química Pura e Aplicada (IUPAC – Internatio- nal Union of Pure and Applied Chemistry) determina a forma correta de representar um elemento químico, conforme é apresentado na imagem a seguir. TÓPICO 1 —CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA 21 FIGURA 13 – REPRESENTAÇÃO DOS ELEMENTOS FONTE: O autor O nome dos elementos tem várias origens, alguns derivam de palavras em latim, outro de nomes de planetas, cientistas ou até mesmo locais de descoberta. Consequentemente seus símbolos têm base nos seus nomes e são representados por uma ou duas letras, sendo que a primeira letra está sempre em maiúsculo e a segunda em minúsculo. Estes símbolos são encontrados na Tabela Periódica. Para saber mais sobre a história dos elementos químicos, acesse os dois infográficos criados pelo site Compound Interest (www.compoundchem.com) que são disponibilizados a seguir: Descoberta dos Elementos – https://bit.ly/3cb8tcL Origem dos Nomes dos Elementos – https://bit.ly/2XG5ofrDICAS 4.2 ÍONS Naturalmente, os átomos tendem a ganhar ou perder elétrons devido à necessidade de adquirirem estabilidade. Esta estabilidade, no geral, está ligada a Teoria do Octeto, que será abordada ainda nesta unidade, mas que de forma resumida indica que para um átomo estar estável ele precisa possuir 8 elétrons na camada mais externa da sua eletrosfera, denominada Camada de Valência. Quando átomos neutros ganham ou perdem elétrons eles são denominados íons, de forma mais específica, ao ganharem elétrons eles se tornam ânions e ao perderem se tornam cátions. Ânions são frutos de átomos neutros que ganharam elétrons e são representados com a utilização de uma carga de sinal negativo, conforme é UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA 22 apresentado na Figura 14. O que geralmente causa grande confusão é: se eles ganham elétrons porque o sinal da carga é negativo? Veja a figura a seguir: FIGURA 14 – ÁTOMO DE OXIGÊNIO PERDENDO ELÉTRONS FONTE: O autor Note que no átomo neutro há uma igualdade de cargas positivas e negativas, ou seja, o número de prótons é igual ao número de elétrons. Quando este átomo ganha 2 elétrons o balanceamento de carga se torna diferente. A carga que se encontra em excesso é a negativa, mas especificamente 2-. Neste caso o átomo de oxigênio será representado como . Para os cátions, onde há perda de elétrons, temos a representação como o sinal positivo, o que acaba gerando uma pergunta similar: se há perda de elétrons, qual o motivo do sinal positivo? 2-16 8O 16 8O TÓPICO 1 —CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA 23 FIGURA 15 – ÁTOMO DE SÓDIO GANHANDO ELÉTRONS FONTE: O autor Assim como os ânions, os cátions apresentam uma diferença entre cargas positivas e negativas. Neste caso, há um excesso de cargas positivas. No nosso exemplo apresentado na Figura 15, o cátion de magnésio apresenta dois prótons a mais que elétrons, sendo assim, o átomo ao perder elétrons será represen- tado como . 4.3 SEMELHANÇAS ATÔMICAS Ao apresentar a determinação da massa atômica a palavra isótopo apareceu, porém não foi definida. Portanto, antes de defini-la vamos abordar um pouco este tema. Segundo Bustillos (2019, p. 42), “o primeiro cientista que descobriu a existência dos isótopos foi J. J. Thomson em 1912. Ele mesmo construiu um espectrômetro de massas e explorou os íons positivos de Neônio, ele descobre a existência de dois isótopos Ne-20 e Ne-22”. É importante destacar, porém, que a denominação isótopo só foi introduzida em 1913 por Frederick Soddy (1877- 1956), químico inglês que ganhou o Nobel de química em 1921 por seus trabalhos envolvendo isótopos radioativos. Outro grande nome por trás do estudo dos isótopos foi o físico e químico britânico Francis William Aston (1877-1945), ganhador do Nobel de química de 1922, pela descoberta de isótopos de grande número de elementos não radioativos (MEDEIROS, 1999). 21 12Mg2+ 21 12Mg UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA 24 Afinal de contas, o que são isótopos? Isótopos são átomos que possuem o mesmo número de prótons, porém apresentam diferentes números de massa. A iso- topia não é a única semelhança atômica que pode se apresentar entre dois ou mais átomos, além dela podemos falar sobre isóbaros, isótonos e isoeletrônicos. Na tabela a seguir, você pode verificar cada uma das semelhanças atômicas e suas definições. TABELA 4 – SEMELHANÇAS ATÔMICAS FONTE: O autor 4.4 DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA Os elétrons são distribuídos na eletrosfera por níveis (K, L, M, N, O, P e Q) e subníveis (s, p, d e f), respeitando a ordem de aumento da energia, de acordo com um diagrama de distribuição proposto pelo químico estadunidense Linus Carl Pauling (1901-1994). Este diagrama é conhecido como Diagrama de Linus Pauling, ou simplesmente Diagrama de Pauling. Para saber mais sobre a descoberta dos isótopos leia o artigo Aston e a descoberta dos Isótopos, escrito por Alexandre Medeiros e publicado pela revista Química Nova na Escola. Acesse pelo link https://bit.ly/3bpgM4b. DICAS TÓPICO 1 —CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA 25 Antes de apresentar o diagrama proposto por Pauling, é importante destacar que este diagrama considera uma quantidade máxima de elétrons que cada nível e subnível comporta. TABELA 5 – NÚMEROS MÁXIMOS DE ELÉTRONS POR NÍVEL FONTE: O autor TABELA 6 – NÚMEROS MÁXIMOS DE ELÉTRONS POR SUBNÍVEL FONTE: O autor Considerando o aumento de energia de níveis e subníveis, o Diagrama de Pauling se organiza da seguinte maneira: UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA 26 FIGURA 16 – DIAGRAMA DE LINUS PAULING FONTE: Adaptado de: <https://bit.ly/2T2rhEd>. Acesso em: 10 maio 2020. A distribuição eletrônica deve seguir a sequência apresentada pela seta do diagrama. Conforme os níveis e subníveis de menor energia são preenchidos a sequência segue para os de maior energia. Ao fazer a distribuição eletrônica para átomos neutros devemos lembrar que o número de elétrons é igual ao número de prótons, e este é igual ao número atômico. Portanto, por exemplo, para o elemento níquel (28Ni) teríamos a seguinte distribuição: FIGURA 17 – DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA DO NÍQUEL FONTE: O autor TÓPICO 1 —CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA 27 A partir desta distribuição podemos fazer algumas observações: • Seguindo o Diagrama de Linus Pauling, deve-se preencher cada subnível até que se atinja a quantidade de elétrons desejada, porém, lembre-se que cada um dos subníveis possui um limite de elétrons que eles comportam (veja novamente a tabela 5). O subnível pode ser preenchido com uma quantidade inferior ao limite, mas nunca com uma quantidade superior. • O maior nível de energia apresentado na distribuição representa a Camada de Valência. Ela se refere à camada mais externa de um átomo. • O último subnível no qual foram distribuídos elétrons é chamado de subnível mais energético. Ao distribuir elétrons para íons deve-se se tomar cuidado, pois, para os ânions há a adição de elétrons, consequentemente estes elétrons também deverão ser distribuídos, apenas continuando a sequência do diagrama. Já para os cátions, onde há perda de elétrons, devemos nos ater ao fato de que os elétrons devem ser retirados da camada de valência. Vamos verificar um exemplo de cátion utilizando o elemento níquel, já apresentado anteriormente. O níquel perde elétrons e se torna um cátion com carga trivalente, ou seja, se torna 28Ni31 . FIGURA 18 – DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA DO CÁTION DE NÍQUEL FONTE: O autor UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA 28 Note que, ao remover os 3 elétrons do átomo de níquel, primeiramente retiramos da camada de valência, porém, ela só possuía 2, consequentemente, a camada mais externa passou a ser a camada 3, sendo assim o elétron que ainda precisava ser retirado foi removido dela. 4.5 NÚMERO QUÂNTICOS Segundo Brady e Humiston (1986, p. 91), “cada orbital em um átomo possui uma energia característica e é visto como uma descrição da região em torno do núcleo onde se espera poder encontrar os elétrons”. Lembre-se de que, conforme foi apresentado anteriormente, estes orbitais estão em consonância com o modelo atual, portanto, são representados por funções de onda. Já estas funções de onda que descrevem os orbitais são caracterizadas por três números quânticos com a adição de um outro número quântico decorrente do comportamento do elétron no orbital. TABELA 7 – NÚMEROS QUÂNTICOS NÚMERO QUÂNTICO SÍMBOLO DEFINIÇÃO Número Quântico Principal n Refere-se ao nível. Número Quântico Secundário ou Azimutal Refere-se ao subnível. Número Quântico Magnético m Refere-se ao orbital. Número Quântico de Spin s Refere-se ao comportamento de giro do elétron. FONTE: Adaptado de Brady e Humiston (1986, p. 91) O número quântico principal possui valor máximo igual a 7, já que os elementos conhecidos até o momento possuem no máximo essa quantidade de níveisde energia, que são representados pelas letras K, L, M, N, O, P e Q, indo da camada mais próxima ao núcleo para a mais distante. Cada uma destas camada correspondem, respectivamente, aos números 1, 2, 3, 4, 5, 6 e 7. O número quântico secundário está vinculado aos quatro subníveis conhecidos, sendo que cada um deles é representado por um número, conforme a tabela a seguir. TÓPICO 1 —CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA 29 TABELA 8 – NÚMERO QUÂNTICO SECUNDÁRIO SUBNÍVEL NÚMERO QUÂNTICO SECUNDÁRIO s 0 p 1 d 2 f 3 FONTE: O autor Já o número quântico magnético está relacionado ao orbital no qual o elétron se encontra. O número de orbitais está diretamente relacionado ao subnível, veja a tabela a seguir. TABELA 9 – NÚMERO QUÂNTICO MAGNÉTICO SUBNÍVEL NÚMERO DE ORBITAIS NÚMERO QUÂNTICO MAGNÉTICO s 1 p 3 d 5 f 7 FONTE: O autor O número quântico de spin refere-se ao sentido de rotação do elétron dentro do orbital, sendo que cada orbital comporta no máximo dois elétrons. Lembre-se de que os elétrons possuem carga negativa, porém, como dois elétrons podem ficar confinados num orbital se possuem cargas de mesmo sinal? A explicação está no fato de cada um deles girarem em sentidos opostos, o que gera uma força de atração magnética. O que fundamenta o comportamento destes elétrons é o Princípio da Exclusão de Pauli. O Princípio da Exclusão de Pauli “estabelece que num mesmo átomo, dentro de um orbital, não há elétrons com mesmos números quânticos, ou seja, UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA 30 que férmions idênticos não ocupam o mesmo estado quântico” (BARRETOS; BARROS, 2019, p.1). Assim, os elétrons podem ter os mesmos números de n, , e m, porém apresentarão s diferente quando ocuparem o mesmo orbital. Os elétrons dentro dos orbitais são representados por setas. Por convenção adotaremos que o número quântico de spin para cima como sendo +½ e para baixo –½. FIGURA 19 – NÚMERO QUÂNTICO DE SPIN FONTE: <https://bit.ly/2Z4M6Tp>. Acesso em: 10 maio 2020. Quanto à ordem de preenchimento dos orbitais, devemos seguir a Regra de Hund, que diz o preenchimento dos orbitais de um subnível deve ser feito de uma forma que contenha o maior número possível de elétrons isolados (desemparelhados). Por este motivo, deve-se preencher primeiro os orbitais, colocando somente as setas para cima, e depois voltamos preenchendo as setas para baixo. FIGURA 20 – APLICAÇÃO DA REGRA DE HUND FONTE: O autor TÓPICO 1 —CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA 31 Os números quânticos serão sempre utilizados para identificar o elétron mais energético da distribuição eletrônica, portanto, vamos aplicar estas informações em um exemplo: identificar os números quânticos do 26Fe. • Primeiramente devemos fazer a distribuição eletrônica seguindo o Diagrama de Linus Pauling. Como o átomo de ferro está neutro, então o número de prótons é igual ao número de elétrons e o número atômico é igual ao número de prótons, portanto, Z – p+– e⁻ . Como o número atômico é 26, então, o número de elétrons a ser distribuídos é 26. Fazendo a distribuição temos: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6. Lembre-se de que o elétron mais energético é o último na sequência da distribuição, neste caso, é o que pertence ao 3d6. • Sabendo onde está o elétron mais energético podemos identificar os números quânticos. Veja a figura a seguir. FIGURA 21 – IDENTIFICAÇÃO DOS NÚMEROS QUÂNTICOS DO FERRO FONTE: O autor Utilizando a lógica contrária, ao saber os números quânticos você determina nível, subnível, número de elétrons e sentido de rotação do elétron e pode fazer a distribuição eletrônica até chegar aos valores obtidos, assim identificando o elemento ao qual estes números quânticos pertencem. UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA 32 O MODELO PADRÃO DA FÍSICA DE PARTÍCULAS Marco Antonio Moreira O chamado Modelo Padrão das partículas elementares não é propriamente um modelo, é uma teoria. E das melhores que temos. Aliás, na opinião de muitos físicos, a melhor de todas sobre a natureza da matéria. Por exemplo, segundo Gordon Kane (2003, p. 58), um físico teórico da Universidade de Michigan: ...o Modelo Padrão é, na história, a mais sofisticada teoria matemática sobre a natureza. Apesar da palavra "modelo" em seu nome, o Modelo Padrão é uma teoria compreensiva que identifica as partículas básicas e específica como interagem. Tudo o que acontece em nosso mundo (exceto os efeitos da gravidade) resulta das partículas do Modelo Padrão interagindo de acordo com suas regras e equações. De acordo com o Modelo Padrão, léptons e quarks são partículas verdadeiramente elementares, no sentido de não possuírem estrutura interna. Partículas que têm estrutura interna são chamadas de hádrons; são constituídas de quarks: bárions quando formadas por três quarks ou três antiquarks, ou mésons quando constituídas por um quark e um antiquark. Há seis léptons (elétron, múon, tau, neutrino do elétron, neutrino do múon e neutrino do tau) e seis quarks [quark up (u) quark down (d), quark charme (c), quark estranho (s), quark bottom (b) e quark top (t)]. Todavia, os quarks têm uma propriedade chamada cor e podem, cada um, apresentar três cores (vermelho, verde e azul). Há, portanto, 18 quarks. Contudo, como a cada partícula corresponde uma antipartícula, existiriam no total 12 léptons e 36 quarks. O elétron é o lépton mais conhecido e o próton e o nêutron os hádrons mais familiares. A estrutura interna do próton é uud, ou seja, dois quarks u e um d; a do nêutron é udd, isto é, dois quarks d e um u. O méson π+ é formado por um antiquark d e um quark u, o méson π- é constituído por um antiquark u e um quark d. E assim por diante, ou seja, a grande maioria das chamadas partículas elementares são hádrons e estes são formados por três quarks ou três antiquarks (bárions) ou por um quark e um antiquark (mésons). Em princípio, a teoria dos quarks, a Cromodinâmica Quântica, não proíbe a existência de partículas com estrutura mais complexa do que três quarks, três antiquarks ou um par quark-antiquark. Todavia, apenas recentemente físicos experimentais têm apresentado evidências de partículas com cinco quarks, ou seja, pentaquarks, como o teta mais, formado por quatro quarks e um antiquark. Mas isso ainda depende de resultados experimentais adicionais. LEITURA COMPLEMENTAR TÓPICO 1 —CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA 33 Uma característica peculiar dos quarks é que eles têm carga elétrica fracionária, (+2/3e) para alguns tipos e (-1/3e) para outros. No entanto, quarks nunca foram detectados livres, estão sempre confinados em hádrons, de tal modo que a soma algébrica das cargas dos quarks que constituem um determinado hádron é sempre um múltiplo inteiro de e. O próton, por exemplo, é formado por dois quarks de carga (+2/3e) e um quark de carga (-1/3e) de modo que sua carga é (+2/3, +2/3, -1/3)e, ou, simplesmente, e. Quer dizer, o quantum da carga elétrica continua sendo e (1,6 x 10-19 0). Resumindo, segundo o Modelo Padrão a grande quantidade de partículas elementares até hoje detectadas, cerca de 300, em aceleradores/colisores de partículas ou em raios cósmicos, pode ser agrupada em léptons, quarks e hádrons ou em léptons e hádrons, visto que os quarks são constituintes dos hádrons ou, ainda, em léptons, bárions e mésons, pois os hádrons podem ser divididos em bárions e mésons. FONTE: MOREIRA, Marco Antonio. O modelo padrão da física de partículas. Rev. Bras. Ensino Fís., São Paulo, v. 31, n. 1, p. 1306.1-1306.11, abril 2009. Disponível em: https://bit.ly/302dke4. Acesso em: 29 maio 2020. 34 Neste tópico, você aprendeu que: • O estudo sobre a química das coisas inicia na pré-história com o domínio do fogo. • A Alquimia foi precursora da Química e tinha como objetivos principais