1 Química Geral - 1 semestre-2

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1.5. A Descoberta do Próton 
Em 1886, o físico alemão Eugen Goldstein (1850-1930) realizando experiências numa ampola de crookes 
com o cátodo perfurado, descobriu um novo tipo de raio. Estes raios foram denominados de raios canais ou raios 
anódicos. 
Goldstein observou que quando se aplicava uma voltagem alta ao tubo, observavam-se os raios catódicos 
se dirigindo para o ânodo e um novo tipo de raio, que saia do cátodo perfurado em direção oposta aos raios 
catódicos. 
Esses novos raios eram atraídos por uma placa carregada negativamente e por isso deveriam possuir carga 
elétrica positiva. 
O estudo dos raios canais levou a descoberta das suas seguintes características: 
1) Possuem carga positiva, pois são atraídos pela placa negativa quando submetidos a um campo magnético 
externo à ampola. 
2) A razão entre a carga e a massa dessas partículas depende do gás presente no tubo (quando se usava o gás 
hidrogênio, a razão entre a carga e a massa era maior de todas, assim o hidrogênio originava partículas 
positivas com a menor massa. Quando se utilizava o gás hidrogênio determinava-se que a massa dessa 
partícula era 1836 vezes maior que a massa de um elétron). 
3) Essas partículas possuem uma intensidade de carga igual à de um elétron, porém de sinal oposto. Essas 
partículas foram consideradas como partículas fundamentais da matéria e foram denominadas “prótons” 
(palavra grega que significa o “primário”) por Ernest Rutherford. 
Atualmente considera-se que a massa de um próton é 1,672623.10–24g. 
 
Nesse experimento os elétrons colidem com as moléculas de gás e produzem fragmentos positivos destas 
moléculas, que são atraídos pelo cátodo perfurado carregado negativamente. Alguns destes fragmentos positivos 
passam através dos orifícios do cátodo e formam um feixe de partículas carregadas positivamente. 
Os raios canais também são desviados por campos elétricos e magnéticos, mas esses desvios são muito 
menores que os desvios sofridos pelos elétrons, para uma mesma intensidade dos campos. Isso ocorre pelo fato 
da massa dos prótons ser muito maior que a massa dos elétrons. 
 
 
 
 
Como um átomo não possui carga elétrica líquida, o número de elétrons é igual ao número de prótons. 
 
 
 
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Do cátodo são emitidos elétrons dotados 
de grande energia. Esses elétrons colidem com 
as moléculas do gás residual, arrancam elétrons 
dessas moléculas, transformando-as em íons 
gasosos positivos. A migração dos elétrons para 
o ânodo e dos íons gasosos positivos para o 
cátodo fecha o circuito e o gás torna-se condutor, 
isto é, ocorre descarga. 
 
Por outro lado, os elétrons colidindo com os átomos do gás residual excitam esses átomos provocando 
saltos de seus elétrons para camadas de maior energia; na volta desses elétrons para as camadas originarias há 
emissão de ondas eletromagnéticas sob forma de luz. Se o gás residual é o hidrogênio, os raios canais são 
constituídos pelos íons gasosos H+ resultantes da colisão de elétrons (raios catódicos) com as moléculas de H2 do 
gás residual. 
H••H + e-  [H•H]+ + 2e- 
[H•H]+ + e-  2 [H]+ + 2e- 
 
1.6. O Modelo Atômico de Rutherford 
Em 1910, Ernest Rutherford (1871-1937), juntamente com seus colaboradores Hans Geiger e Ernst 
Marsden, montaram o aparelho observado a seguir onde um feixe de partículas , dotadas de carga positiva, 
incidiram sobre uma fina folha de ouro. Para verificar a passagem de tais partículas pela folha de ouro foi colocado 
um anteparo luminescente, revestido por sulfeto de zinco (ZnS). O que se pôde observar foi que a maior parte das 
partículas atravessavam a fina folha de ouro, sem sofrer desvios, algumas sofriam desvios variáveis e um número 
muito menor de partículas era refletido para trás. 
Rutherford interpretou estes resultados concluindo que a carga positiva do átomo estava concentrada em 
uma região infinitamente pequena, comparada ao volume do átomo, extremamente densa e que concentra 
praticamente toda a massa do átomo denominada de núcleo. 
Para Rutherford os elétrons ocupavam uma região fora do núcleo denominada de eletrosfera. Essa 
eletrosfera constituía a maior parte do átomo e era formada por imensos espaços vazios, por isso a maior parte 
das partículas  atravessavam a folha de ouro. Os prótons se encontram no núcleo, uma região muito densa e 
infinitamente pequena em relação ao volume ocupado pelo átomo. Isso explica o fato de que algumas partículas  
eram desviadas ao passarem próximas a esse núcleo também positivo. As partículas  que colidiam frontalmente 
com o núcleo eram refletidas na direção da fonte de emissão. 
 
 
 
 
 
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Assim Rutherford propôs um novo modelo atômico constituído pela 
eletrosfera onde circulavam os elétrons e núcleo onde estavam os prótons. 
O modelo atômico proposto por Rutherford ficou conhecido como “modelo 
do sistema solar”. Nesta analogia o núcleo seria representado pelo sol e os 
elétrons pelos planetas que giram ao redor do sol. 
 
 
O modelo do “pudim de passas” de Thomson teve uma vida muito curta. Com o modelo do átomo de 
Thomson as partículas  atravessariam o átomo sem sofrer desvios, sendo que algumas delas sofreriam 
pequenos desvios (a). Com o átomo nucleado de Rutherford (b) algumas partículas  sofreriam grandes desvios e 
até retomariam na direção oposta das partículas emitidas. 
 
 
 
1.7. A Descoberta do Nêutron 
 
Com os avanços tecnológicos do início do século XX, foi inventado o espectrômetro de massas, um 
instrumento que permite a determinação da massa de um átomo. A espectroscopia de massas foi usada para 
determinar a massa de todos os elementos conhecidos. 
Através da espectroscopia de massas os cientistas descobriram que nem todos os átomos de um elemento 
químico possuem a mesma massa e descobriram, ainda, que quando o número de prótons aumenta a massa de 
um átomo aumenta numa proporção ainda maior. 
Assim os cientistas começaram a propor a existência de partículas eletricamente neutras no núcleo dos 
átomos, juntamente com os prótons, tais partículas foram denominadas de nêutrons. Os nêutrons não possuem 
carga elétrica, mas possuem massa e por isso contribuem substancialmente para o aumento da massa dos 
átomos. 
Essa partícula que não possui carga elétrica e tem massa igual a 1,6749286.10–24 g, hoje é denominada 
de nêutron. Observe que a massa do nêutron é aproximadamente igual à massa de um próton. Os prótons e 
nêutrons são denominados de nucléons. 
Em 1932, o físico inglês James Chadwick (1891-1974) comprovou a existência dos nêutrons quando 
realizou uma reação de transmutação nuclear artificial, bombardeando o berílio com partículas : 
 
 
9
Be
4 + 
4

2
  
12
C
6
 + 
1
n
0
 (nêutron) 
 
 
 
 
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1.8. Número Atômico e Número de Massa de um Átomo 
 
Elemento químico é um conjunto de átomos que possuem o mesmo número de prótons no núcleo. Portanto, 
o que caracteriza um elemento químico é a quantidade de prótons. O hidrogênio possui um próton, o hélio possui 
dois, o lítio três e assim por diante. 
O número atômico de um átomo é representado pela letra Z. 
O número de massa de um átomo (A) é a soma do seu número de prótons (Z) com o seu número de 
nêutrons (n). Assim temos que (A = Z + n). Um outro nome para o número de massa é o número de núcleons. 
 
 
1.9. Isótopos, Isóbaros, Isótonos e Isodiaferos 
 
Isótopos são átomos que possuem o mesmo número atômico, mas que apresentam diferentes números de 
massa. Essa diferença nos números de massa se deve a diferença no número de nêutrons. Como os isótopos 
apresentam o mesmo número de prótons, eles pertencem a um mesmo elemento químico. 
Alguns átomos possuemum único isótopo estável (alumínio, flúor, fósforo), porém a maioria dos elementos 
químicos apresenta dois ou mais isótopos estáveis. 
Observe os exemplos abaixo para os elementos químicos hidrogênio e carbono: 
 
 
prótio deutério trítio 
 
 A = 12 A =13 A = 14 
 Z = 6 Z = 6 Z = 6 
 n = 6 n = 7 n = 8 
 
 Geralmente se refere a um isótopo utilizando-se o seu número de massa. 
Exemplo: carbono, 12, carbono 13, carbono 14. 
Os isótopos apresentam propriedades químicas semelhantes e propriedades físicas diferentes. 
Os isótopos apresentam ainda uma composição natural praticamente fixa. Para o hidrogênio (prótio = 
99,98%; deutério = 0,02%; trítio = 10–7%), para o carbono (C12 = 99,89%; C13 = 1,11%, C14 = traços). 
Isóbaros são átomos que apresentam o mesmo número de massa, porém apresentam números de prótons 
diferentes e, por conseguinte, pertencem a elementos químicos diferentes. 
 
 
A = 40 A = 40 
Z = 20 Z = 18 
 
A = 14 A = 14 
Z = 6 Z = 7 
H1
1
H2
1
H3
1
C
12
6
C
13
6
C
14
6
Ca
40
20
Ar
40
18
C
14
6
N
14
7
 
 
 
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Isótonos ou isoneutrônicos são átomos que possuem o mesmo número de nêutrons (n) e diferentes 
números atômicos (Z) e de massa (A), consequentemente pertencem a elementos químicos diferentes. 
 
 
 A = 26 A = 28 
 Z = 12 Z = 14 
 n = 26 – 12 = 14 n = 28 – 14 = 14 
 
 A = 232 A = 234 
 Z = 90 Z = 92 
 n = 232 – 90 = 142 n = 234 – 92 = 142 
Isodiáferos são átomos que apresentam a mesma diferença entre o número de nêutrons (n) e o número de 
prótons (Z). 
 
 A = 71 A = 73 
 Z = 35 Z = 36 
 n = 71 – 35 = 36 n = 73 – 36 = 37 
 n – Z = 36 – 35 = 1 n – Z = 37 – 36 = 1 
 
2. Teoria Atômica Moderna 
 
Os elementos químicos que têm propriedades semelhantes estão na mesma coluna da tabela periódica. 
Mas qual a razão disto? As descobertas do elétron, do próton e do nêutron levaram os cientistas a procurar qual 
era a relação entre a estrutura atômica e o comportamento químico. Já em 1902 Gilbert N. Lewis (1875-1946) 
sugeria a ideia de os elétrons, num determinado elemento, estarem dispostos em camadas, que se distribuem 
sucessivamente a partir do núcleo do átomo. Lewis explicava a semelhança das propriedades químicas dos 
elementos de um certo grupo pela hipótese de todos os elementos do grupo terem o mesmo número de elétrons 
na camada mais externa. Estes elétrons são os elétrons de valência. 
O modelo do átomo proposto por Lewis levanta muitas questões. Onde se localizam os elétrons? Têm 
energias diferentes? Há provas experimentais para este modelo? Estas perguntas motivaram muitos estudos 
experimentais e teóricos, que principiaram por volta de 1900 e continuam até os dias e hoje. 
 
2.1. Radiação Eletromagnética 
 
Algumas propriedades da radiação; como a luz, podem ser descritas em termos de movimento ondulatório. 
Estas ideias surgiram de experiências feitas pelos físicos do século XIX, entre eles o escocês James Clerk 
Maxwell (1831-1879). Em 1864, Maxwell desenvolveu uma elegante teoria matemática para descrever todas as 
formas de radiação em termos de campos elétricos e magnéticos oscilantes, ou ondulatórios, no espaço (Fig. 1). A 
radiação, como a luz, as microondas, os sinais de televisão e de rádio, os raios x, é denominada coletivamente 
radiação eletromagnética. 
O comprimento de onda de uma onda é a distância entre duas cristas ou máximos sucessivos (ou entre 
dois mínimos sucessivos). Esta distância pode ser dada em metros, em nanômetros ou em qualquer unidade de 
comprimento que seja conveniente. O símbolo para comprimento de onda é a letra grega  (lambda). 
As ondas também podem ser caracterizadas por sua frequência, simbolizada pela letra grega  (nu). Dada 
uma onda que passa por um ponto fixo no espaço, a frequência é igual ao número de ondas completas que 
passam pelo ponto na unidade de tempo. A frequência por isso é, em geral, definida pelo número de ciclos que 
passam pelo ponto em cada segundo (Fig. 2). A unidade de frequência é normalmente escrita como S–1 (isto é, 
por segundo, 1/s ou S–1), e atualmente é denominada hertz. 
Em termos científicos, a altura máxima de uma onda, medida a partir do seu eixo de propagação, é 
denominada amplitude. Na Figura 2 Observe que a onda tem amplitude nula em pontos intervalados ao longo do 
eixo. Os pontos de amplitude nula são os nodos, que ocorrem sempre em intervalos de comprimento /2 nas 
ondas estacionárias, como as da (Fig. 2). 
Mg
26
12
Si
28
14
Th
232
90
U
234
92
Br
71
35
Kr
73
36