Módulo 1

Prévia do material em texto

QUÍMICA E TECNOLOGIA
Universidade de Brasília
Faculdade Planaltina
1
2
O que a química 
estuda?
matéria
transformações
energia
2
FOGO
3
METALURGIA
CERÂMICA
Tempo do Homo erectus
Luz, calor, cozimento
 e proteção
Adição de estanho ao cobre formando bronze
Hititas (indo-europeus) obtiveram o ferro
Argila muda suas características mecânicas e sua resistência frente a água se esquentada no fogo
QUÍMICA
4
Pensamento Grego:
Tales de Mileto 
(625-547 a.C.)
 A ÁGUA é a 
essência de tudo.
O AR seria o elemento que constituiria o universo.
Anaxímenes 
(séc. VI a.C.)
Heráclito
(540-480 a.C.)
O FOGO é o terceiro elemento da matéria, capaz de transformá-la.
Empédocles 
(480-430 a.C.)
 A TERRA é o quarto elemento da matéria.
Toda matéria é formada pelos quatro elementos
Aristóteles 
(séc. IV a.C.)
 Água, Ar, Fogo e Terra podem se transformar um no outro, dando origem a novos materiais.
 Toda matéria é constituída por átomos. 
 Esses são as menores partículas que a constituem; são indivisíveis e indestrutíveis, e não podem ser transformados em outros, nem mesmo durante os fenômenos químicos. 
 Os átomos de um mesmo elemento químico são idênticos em massa e se comportam igualmente em transformações químicas.
 As transformações químicas ocorrem por separação e união de átomos. 
 Isto é, os átomos de uma substância que estão combinados de um certo modo, separam-se, unindo-se novamente de uma outra maneira.
Pensamento Grego:
Leucipo e Demócrito
5
Pensamento Grego:
Atomismo: Demócrito (470 – 380 a.C.)
- Os átomos constituíram toda e qualquer matéria;
- Os átomos seriam qualitativamente iguais, diferindo, apenas, na forma, no tamanho e na massa.
Algumas idéias de Demócrito sobre os átomos:
Água: formada por átomos ligeiramente esféricos (a água escoa facilmente).
Terra: formada por átomos cúbicos (a terra é estável e sólida).
Ar: formado por átomos em movimento (o ar se movimenta - vento).
Fogo: formado por átomos pontiagudos (o fogo fere).
Alma: formada pelos átomos mais lisos, mais delicados e mais ativos que existem.
Respiração: era considerada troca de átomos, em que átomos novos substituem átomos usados.
Sono: desprendimento de pequeno número de átomos do corpo.
Coma: desprendimento de médio número de átomos do corpo.
Morte: desprendimento de todos os átomos do corpo e da alma.
6
Teoria Atômica Dalton
O primeiro argumento convincente para átomos foi feito por Jonh Dalton em 1807
Ele fez muitas medidas da razão das massas dos elementos que se combinavam para formar compostos e foi capaz de detectar razões de massas consistentes que o levaram a desenvolver sua Teoria atômica
7
Ptotal = P1+ P2
7
1- Todos os átomos de um dado elemento apresentam as mesmas propriedades químicas.
2- Átomos de diferentes elementos têm massa e propriedades diferentes.
3- Os compostos se formam pela combinação de átomos de mais de um elemento. Os átomos se combinam na razão de números inteiros.
Ex.: H2O 2 átomos de H: 1 átomo de O
4- Em uma reação química os átomos não são criados nem destruídos. Envolve apenas combinação, separação e rearranjo dos átomos para produzir novas substâncias.
Teoria Atômica Dalton
0- Toda matéria é composta por partículas compactas e indivisíveis muito pequenas chamadas átomos; 
8
T. ATÔMICA DE DALTON FOI USADA P/ EXPLICAR DIVERSAS LEIS CIENTÍFICAS 
1-Lei da Conservação da Massa (Lavoisier,1785): Não observou qualquer modificação de massa provocada pela reação: os átomos são conservados. 		 Al2(SO4)3 + 3Ca(OH)2 → 3CaSO4 + 2Al(OH)3
 342 g + 222 g = 408 g + 156 g
2-Lei da Composição Constante (Proust,1801): Um certo composto puro contém os mesmos elementos nas mesmas proporções.
Ex: NH3: sempre 1 átomo de N p/ 3 átomos de H
3-Lei das Proporções Múltiplas (Dalton, 1803): Quando 2 elementos químicos formam vários compostos, fixando-se a massa de um dos elementos, as massas do outro variam numa proporção de números inteiros e, em geral, pequenos.
9
Ex: C + O  CO
 3 g + 4 g  7 g
 5 g + 4 g  7 g de CO + 2 g de C
 3 g + 8 g  11 g de CO2 
A Descoberta da Estrutura Atômica
Os gregos antigos foram os primeiros a postular que a matéria é constituída de elementos indivisíveis (átomos).
 Dalton usou medidas experimentais para sustentar que a matéria consistia de átomos. Ele representou os átomos como se fossem esferas do tipo de uma bola de billhar. No entanto, Dalton não foi capaz de explicar a eletricidade e nem a radioatividade com seu modelo.
Mais tarde, os cientistas constataram que o átomo era constituído de entidades carregadas (partículas subatômicas menores). 
10
Raios catódicos e elétrons (Thomson, 1897)
Thomson estava investigando os raios catódicos, raios que são emitidos quando uma voltagem alta é aplicada entre dois eletrodos em um tubo de vidro sob vácuo.
 A primeira evidência experimental da estrutura interna dos átomos foi a descoberta, em 1897, da primeira partícula subatômica, o elétron.
 Ele mostrou que os raios catódicos eram feixes das partículas carregadas negativamente (elétrons), que provêm dos átomos que constituem o eletrodo carregado negativamente (cátodo). 
11
Raios catódicos e elétrons
A trajetória dos elétrons pode ser alterada pela presença de um campo magnético. 
Considere os raios catódicos saindo do eletrodo positivo através de um pequeno orifício.
Se eles interagirem com um campo magnético perpendicular a um campo elétrico aplicado, os raios catódicos podem sofrer diferentes desvios.
12
A quantidade de desvio dos raios catódicos depende dos campos magnético e elétrico aplicados.
Por sua vez, a quantidade do desvio também depende da proporção carga-massa do elétron. 
Em 1897, Thomson determinou que a razão entre a carga do elétron e sua massa é 1,76 . 108 C/g.
13
e
m
 ~
qH
mH
2000 x
14
Raios catódicos e elétrons (Thomson, 1897)
15
Teoria atômica de Thomson (1898)
"O átomo é uma esfera, mas não maciça como propunha o modelo atômico de John Dalton.
O átomo é neutro, já que toda matéria é neutra.
Como o átomo apresenta elétrons (cargas negativas) também deve apresentar partículas positivas para que a carga final seja nula.
Os elétrons não estão fixos ou presos no átomo, podendo ser transferidos para outro átomo em determinadas condições.
O átomo pode ser considerado como um fluido contínuo de cargas positivas onde estariam distribuídos os elétrons, que possuem carga negativa.
Associou o seu modelo a um pudim de passas (as quais representam os elétrons).
Como os elétrons que estão espalhados apresentam a mesma carga, existe entre eles uma repulsão mútua, o que faz com que estejam uniformemente distribuídos na esfera.
Problemas:
 Segundo a física clássica, não é possível existir um sistema estável pautado apenas pela repulsão entre as cargas de mesmo sinal
 O deslocamento acelerado dos elétrons deveria emitir radiação eletromagnética em frequências específicas
Experimento da gota de óleo (Millikan, 1909)
 Robert Millikan realizou um experimento que permitiu determinar a carga do elétron 
 Robert Millikan desenhou um equipamento no qual podia medir a massa de finas gotas de óleo observando a velocidade com que caíam em uma câmera contendo um gás ionizante que se uniam as gotas de óleo
16
A gravidade força as gotas para baixo. O campo elétrico aplicado força as gotas para cima.
Quando uma gota está perfeitamente equilibrada, seu peso é igual à força de atração eletrostática entre a gota e a chapa positiva.
Experimento da gota de óleo (Millikan, 1909)
17
|Fele| = |P|
q |E| = mgota |g|
q = ne
18
Experimento da gota de óleo (Millikan, 1909)
Utilizando este experimento, Millikan determinou que a carga no elétron é 1,60 x 10-19 C.
Conhecendo a proporção carga-massa, 1,76 x 108 C/g, Millikan calculou a massa do elétron: 9,10 x 10-28 g.
Com números mais exatos, concluímos que a massa do elétron é 9,10939 x 10-28 g.
Experimento da gota de óleo (Millikan, 1909)
19
Substância radiotiva :feixe de radiação era emitido pelo orifício.
A radiaçãopassa entre duas chapas eletricamente carregadas e é detectada.
Três pontos são observados no detector:
um ponto no sentido da chapa positiva, 
um ponto que não é afetado pelo campo elétrico,
um ponto no sentido da chapa negativa.
Radioatividade (Marie Curie)
20
Um alto desvio no sentido da chapa positiva corresponde à radiação que é negativamente carregada e tem massa baixa. Essa se chama radiação Beta (consiste de elétrons).
Nenhum desvio corresponde a uma radiação neutra. Essa se chama radiação Gama
Um pequeno desvio no sentido da chapa carregada negativamente corresponde à radiação carregada positivamente e de massa alta. Essa se chama radiação Alfa.
21
Thomson supôs que todas essas espécies carregadas eram encontradas em uma esfera.
Átomo: uma bolha positivamente carregada, de material gelatinoso, com elétrons suspensos nela. Esse modelo foi derrubado
 Pela separação da radiação, conclui-se que o átomo consiste de entidades neutras e carregadas negativa e positivamente.
22
Uma fonte de partículas α foi colocada na boca de um detector circular.
As partículas α foram lançadas através de um pedaço de chapa de ouro.
A maioria das partículas α passaram diretamente através da chapa, sem desviar.
Algumas partículas α foram desviadas com ângulos grandes.
Rutherford (1908)
23
24
Experimento de Rutherford: partículas alfa
Para fazer com que a maioria das partículas α passe através de um pedaço de chapa sem sofrer desvio, a maior parte do átomo deve consistir de carga negativa difusa de massa baixa , o elétron.
Para explicar o pequeno número de desvios grandes das partículas α, o centro ou núcleo do átomo deve ser constituído de uma carga positiva densa. 
O átomo com núcleo
 Se o modelo do átomo de Thomson estivesse correto, o resultado de Rutherford seria impossível.
(Rutherford )
25
Rutherford modificou o modelo de Thomson da seguinte maneira:
Suponha que o átomo é esférico mas a carga positiva deve estar localizada no centro, com uma carga negativa difusa em torno dele.
O átomo com núcleo
26
1º problema: como seria possível um núcleo carregado positivamente, se partículas de carga positiva repelem-se?
2º problema: por que os elétrons nas eletrosferas não são atraídos pelos prótons no núcleo?
3º problema: por que os elétrons, que são pequenos corpos em constante movimento, não perdem energia e caem no núcleo?
O átomo consite de entidades neutras, positivas e negativas (prótons, elétrons e nêutrons).
Os prótons e nêutrons estão localizados no núcleo do átomo, que é pequeno. A maior parte da massa do átomo se deve ao núcleo.
Os elétrons estão localizados fora do núcleo. Grande parte do volume do átomo se deve aos elétrons. 
Componentes do átomo
27
Após 100 anos de Teoria Atômica: Confirmação de subpartículas atômicas. 
Elétrons (e-): partículas negativas localizadas nas camadas externas do átomo. (me = 9,1 × 10-31 Kg) 
Prótons (p): partículas positivas localizadas no núcleo atômico. (mp = 1,67 × 10-27 Kg) 
Nêutrons (n): partículas sem carga localizadas no núcleo atômico. (mp = 1,67 × 10-27 Kg) 
Elétrons (e-) = Prótons (p): garante a neutralidade da matéria
Componentes do átomo
28
QUÍMICA E TECNOLOGIA
 ESTRUTURA ATÔMICA E A LEI PERIÓDICA 
29
 Quase todos fenômenos químicos podem ser explicados em termos das propriedades dos ÁTOMOS
ÁTOMOS : São os componentes fundamentais da matéria
30
 OBJETIVOS: Estudar a estrutura dos átomos e algumas de suas propriedades e como elas variam periodicamente 
 MECÂNICA QUÂNTICA: Explica a estrutura dos átomos e, em conseqüência, suas propriedades 
31
 OBSERVAÇÃO DOS ÁTOMOS: Por meio das propriedades da radiação eletromagnética que eles emitem.
 É preciso construir um modelo da estrutura do átomo que explique essas propriedades 
 ESPECTROSCOPIA: É um ramo da química que analisa a radiação eletromagnética emitida ou absorvida por uma substância.
 Espectroscopia atômica: aplicada aos átomos 
32
 Feixe de Radiação Eletromagnética: Produto de campos elétricos e magnéticos oscilantes (variam c/ tempo) que atravessam o vácuo a c=3,0 x 108 m/s (velocidade da luz).
 Exemplos: Luz visível, ondas de rádio, microondas e o raios X
 Quando um feixe de luz atinge um elétron: O campo oscila em direção e intensidade 
Fig 1. Onda eletromagnética
Frequência (): número de ciclos que passam por determinado ponto a cada segundo mudança completa de direção e intensidade até voltar ao ponto inicial) Hertz (Hz)= 1 ciclo/s ou s-1
Amplitude (A): altura da onda 
Relacionada com a intensidade
Comprimento de onda (): distância entre dos máximos sucessivos
1-Radiação Eletromagnética
33
1-Radiação Eletromagnética
.  = c
Quanto menor o  maior a frequência () 
Unidade (): 1 nm = 10-9 m 
34
 REGIÕES DO ESPECTRO ELETROMAGNÉTICO
35
1-Radiação Eletromagnética
36
Ex 1: A luz amarela emitida por uma lâmpada de vapor de sódio usada para iluminação pública tem um comprimento de onda de 589 nm. Qual é a frequência dessa radiação?
Ex 2: Uma estação de rádio FM transmite radiação eletromagnética a uma frequência de 103,4 MHz. Qual o comprimento de onda dessa radiação ?
37
Luz visível de todos  
Espectro de massa atômica
Radiação com alguns  característicos de um elemento particular 
38
2- Espectros Atômicos: espectro contínuo e espectro discreto 
39
Leis de Kirchhoff
A radiação composta por um único comprimento de onda é chamada de monocromática.
A radiação que se varre uma matriz completa de diferentes comprimentos de onda é chamada de contínua.
A luz branca pode ser separada em um espectro contínuo de cores.
Observe que não há manchas escuras no espectro contínuo que corresponderiam a linhas diferentes.
40
Espectros de linhas
Balmer: descobriu que as linhas no espectro de linhas visíveis do hidrogênio se encaixam em uma simples equação.
Mais tarde, Rydberg generalizou a equação de Balmer para:																					
	onde RH é a constante de Rydberg (1,096776 × 107 m-1), h é n1 e n2 são números inteiros (n2 > n1).
41
Espectros de linhas
42
3- Radiação do corpo negro
Há um tipo de corpo quente que emite espectros térmicos de caráter universal: são os chamados: CORPOS NEGROS
Definição:
Corpos que absorvem toda radiação térmica incidente sobre eles.
Corpos que, por exemplo, não refletem a luz.
4- Energia Quantizada e Fótons
Planck (1900): a energia só pode ser liberada (ou absorvida) por átomos em certos pedaços de tamanhos mínimos, chamados quantum.
A relação entre a energia e a frequência é 
 onde h é a constante de Planck (6,626 x 10-34 J s).
Para entender a quantização, considere a subida em uma rampa versus a subida em uma escada:
Para a rampa, há uma alteração constante na altura, enquanto na escada há uma alteração gradual e quantizada na altura.
43
O efeito fotoelétrico e fótons
O efeito fotoelétrico fornece evidências para a natureza de partícula da luz - “quantização”.
Se a luz brilha na superfície de um metal, há um ponto no qual os elétrons são expelidos do metal.
Os elétrons somente serão expelidos se a frequência mínima é alcançada.
Abaixo da frequência mínima, nenhum elétron é expelido.
Acima da frequência mínima, o número de elétrons expelidos depende da intensidade da luz.
44
45
O efeito fotoelétrico
Δt ~ 0
O efeito fotoelétrico e os fótons
Einstein supôs que a luz trafega em pacotes de energia denominados fótons (cada pacote de energia “fóton” comporta-se como uma partícula). A própria energia radiante é quantizada
Postulados de Einstein:
A energia de um fóton:
Fóton entrega toda a energia para o elétron
1 fóton entrega toda sua energia para sempre 1 elétron
4- Energia Quantizada e Fótons
46
47
Ex 1: Calcule a energia de um fóton amarelo cujo comprimento de onda é 589 nm. 
A ideia de que a energia da luz depende de sua frequência ajuda-nos a entender os diversos efeitos que os diferentes tipos de radiação eletromagnética causam a matéria
Raios X: fótons de alta energia suficiente para causar danos aos tecidos
48O MODELO DE BOHR (1913)
 Bohr começou admitindo que um gás emite luz quando uma corrente elétrica passa através deste, devido aos elétrons em seus átomos primeiro absorverem energia da eletricidade e depois liberarem energia na forma de luz.
49
As cores de gases excitados surgem devido ao movimento dos elétrons entre os estados de energia no átomo.
 O MODELO DE BOHR 
50
51
 O MODELO DE BOHR 
 Para explicar a origem do espectro discreto de comprimento de onda Bohr deduziu que um elétron em um átomo pode ter somente certas quantidades específicas de energia. 
Efotón = h como =c/ 
Efotón= hc/ 
onde h- constante de Planck = 6,63×10-34 J.s
 
Planck ( 1900)
 Quando um elétron passa de um nível de energia mais alto (E2) para um mais baixo (E1) emite um fóton:
 Efóton= E2 –E1= = ∆E= hc/
52
53
 O MODELO DE BOHR 
 Um elétron descreve órbitas circulares ao redor do núcleo. Ele pode encontrar-se em uma série limitada de órbitas
 As órbitas diferem entre si pelo raio e pela quantidade de energia. O átomo apresenta níveis de energia disponível para seus elétrons. 
n – número quântico= 1,2,3...
Identifica a órbita do elétron, energia do elétron em uma órbita particular depende de n
A- cte= 2,18 10-18 J
54
A primeira órbita no modelo de Bohr tem n = 1, é a mais próxima do núcleo e convencionou-se que ela tem energia negativa.
A órbita mais distante no modelo de Bohr tem n próximo ao infinito e corresponde à energia zero.
Os elétrons no modelo de Bohr podem se mover apenas entre órbitas através da absorção e da emissão de energia em quantum (h).
 O MODELO DE BOHR 
55
O estado de energia mais baixa (n = 1): estado fundamental do átomo .
Quando o elétron está em uma órbita de energia mais alta (menos negativa) n=2 ou maior : átomo está em estado excitado
 O MODELO DE BOHR 
56
 Quando um elétron passa de um nível de energia mais alto (E2) para um mais baixo (E1) emite um fóton:
 Efóton= E2 –E1= = ∆E= hc/
 
 
Quando ni > nf, a energia é emitida.
Quando nf > ni, a energia é absorvida.
1/= 2,18.10-18/hc = 1,097 107 m-1= 1,097 10-2 nm-1
 O MODELO DE BOHR 
57
Ex 1: Se for absorvida energia por um átomo de hidrogênio no estado fundamental (baixa energia) o átomo fica excitado num estado de energia mais alta. Por exemplo a excitação de um elétron do nível com n=1 para n = 3 exige radiação com comprimento de onda = 102, 6 nm. Quais, dentre as transições seguintes, exigem radiação de comprimento de onda maior do que este?
n=2 para n=4
n=1 para n=4
58
 O MODELO DE BOHR 
 Sua abordagem não foi bem sucedida para com átomos mais complexos que o hidrogênio (mais de 1 elétron), todavia a introdução da noção de números quânticos e níveis de energia quantizada desempenhou papel significativo no desenvolvimento de nossa compreensão sobre a estrutura atômica. 
 Descreve o elétron meramente como uma partícula, circulando ao redor
59
5- Comportamento Ondulatório da Matéria
 Teoria atual aceita, que explica o comportamento dos elétrons nos átomos, é a chamada MECÂNICA ONDULATÓRIA ou QUÂNTICA
 Origem nas hipóteses de Louis Broglie (1924)
60
5- Comportamento Ondulatório da Matéria
Sabendo-se que a luz tem uma natureza de partícula, parece razoável perguntar se a matéria tem natureza ondulatória.
Utilizando as equações de Einstein e de Planck, De Broglie (1924) mostrou:
O momento, mv, é uma propriedade de partícula, enquanto  é uma propriedade ondulatória.
De Broglie resumiu os conceitos de ondas e partículas, com efeitos notáveis se os objetos são pequenos.
- comprimento da onda da partícula
m- massa da partícula
v- velocidade da partícula
61
Ex. 1: Qual é o comprimento de onda de um elétron com velocidade 5,97 x 10 6 m/s? (massa= 9,11x10-28 g)
Dado h= 6,63 x 10-34 J s
62
5- Comportamento Ondulatório da Matéria
63
5- Comportamento Ondulatório da Matéria
64
5- Comportamento Ondulatório da Matéria
65
O princípio da incerteza de Heisenberg: na escala de massa de partículas atômicas, não podemos determinar exatamente a posição, a direção do movimento e a velocidade simultaneamente.
Para os elétrons: não podemos determinar seu momento e sua posição simultaneamente.
Se Δ x é a incerteza da posição e Δmv é a incerteza do momento, então:
5- Comportamento Ondulatório da Matéria
h- constante de Planck = 6,63×10-34 J.s
66
 Schrodinger (1926) abriu o campo de estudo da mecânica ondulatória ou mecânica quântica. 
Schrödinger propôs uma equação que contém os termos onda e partícula.
6- Mecânica Quântica e 
Orbitais Atômicos
67
 A resolução da equação leva às funções de onda. 
 Cada uma dessas possíveis ondas é chamada de orbital (para distinguir das órbitas de Bohr).
 A função de onda fornece o contorno do orbital eletrônico.
 O quadrado da função de onda fornece a probabilidade de se encontrar o elétron, isto é, dá a densidade eletrônica para o átomo.
68
69
Orbital: Descrição da região em torno do núcleo onde se espera poder encontrar o elétron. Cada orbital possui uma energia característica.
70
 O modelo da mecânica quântica não se refere a órbitas porque o movimento do elétron em um átomo não pode ser medido ou localizado com precisão
 O modelo de Bohr introduziu um único numero quântico n. O modelo da mecânica quântica usa três NÚMEROS QUÂNTICOS para descrever um orbital.
6- Mecânica Quântica e 
Orbitais Atômicos
71
Número quântico principal (n):
 	- qualquer valor inteiro positivo não nulo (1, 2, 3,...).
	- representa os níveis de energia permitidos para o átomo. Quanto maior o valor de n maior a energia média dos níveis pertencentes a camada
	- determina o tamanho do orbital: à medida que n aumenta, o orbital torna-se maior e o elétron passa mais tempo mais distante do núcleo. O eletron tem energia mais alta por isso esta menos fortemente ligado ao núcleo.
 
NÚMEROS QUÂNTICOS
n 1 2 3 4 ...
Letra K L M N
72
Número quântico secundário (l): momento angular do orbital
 - cada camada é formada por uma ou mais subcamadas
 	- determina a forma do orbital.
 - são subcamadas 
 	- para um dado (n), (l) pode ter valores inteiros de 0 até (n-1).
	- corresponde a uma subcamada de energia e aparece designado pelas letras s (l=0), p (l=1), d (l=2), f (l=3), g (l=4),... 
n 1 2 3 4 5... n
l 0 1 2 3 4 ... n-1
Subcamadas s p d f g ...
n=1 possui 1 subcamada (l=0 ) n=2: 2 subcamadas (l=0 e l=1)
Ex: Subcamada s da segunda camada ( n=2, l=0) : subcamada 2s
73
Número quântico magnético (m ou ml):
 - Cada subcamada é composta de um ou mais orbitais
 	- fornece a orientação do orbital no espaço;
	- assume valores inteiros de -l até l, incluindo o zero (existem 2l + 1 orbitais diferentes para um mesmo nível (n) e subnível (l) de energias). 
m = l, l-1,..., -l
Exemplo: Quando 
 l= 0 m= 0 subcamada s consiste 1 orbital
 l =1 m= +1, 0 e -1 subcamada p consiste 3 orbitais 
 l=2 m = +2,+1, 0, -1, -2 subcamada d consiste 5 orbitais 
74
Orbitais e números quânticos
75
Exercício 1: Responda a seguintes questões:
 Quando n = 4 quais os valores possíveis de l?
 Quando l = 2 , quais os valores possíveis de ml? 
 Dado um orbital 4s, quais os valores possíveis de n, l e ml?
76
Orbitais e números quânticos
 Os orbitais podem ser classificados em termos de energia para produzir um diagrama de Aufbau.
 À medida que n aumenta, o espaçamento entre os níveis de energia torna-se menor.
Átomo de Hidrogênio
77
7- Representações orbitais
Orbitais s
Todos os orbitais s são esféricos.
À medida que n aumenta, os orbitais s ficam maiores.
À medida que n aumenta, aumenta o número de nós.
Um nó é uma região no espaço onde a probabilidade de se encontrar um elétron é zero.
Em um nó, 2 = 0 
Para um orbital s, o número de nós é n-1.
78
79
Orbitais s
80
Orbitais p
Existem três orbitais p, px, py, e pz.Os três orbitais p localizam-se ao longo dos eixos x-, y- e z- de um sistema cartesiano. 
l = 1
As letras correspondem aos valores permitidos de ml, +1, 0, e -1.
Os orbitais têm a forma de halteres. 
À medida que n aumenta, os orbitais p ficam maiores.
Todos os orbitais p têm um nó no núcleo. 
81
Orbitais p
82
Orbitais d 
Quando n ≥ 3
Existem cinco orbitais d. 
Três dos orbitais d encontram-se em um plano bissecante aos eixos x-, y- e z.
Quatro dos orbitais d têm quatro lóbulos cada.
Um orbital d tem dois lóbulos e um anel.
83
Orbitais d 
84
Orbitais f 
85
Orbitais de uma determinada camada tem a mesma energia (2s e 2p)
Mas nos átomos com muitos elétrons, as repulsões elétron-elétron, fazem com que a energia do orbital 2p maior que 2s.
O mesmo ocorre para 3s, 3p e 3d
Orbitais e suas energias
8-Átomos polieletrônicos
86
Orbitais e suas energias
 Assim como atraído pelo núcleo, cada elétron é repelido pelos demais, ele está menos fortemente ligado ao núcleo.
 Dizemos que cada elétron está blindado pelos demais para atração total do núcleo.
 A blindagem reduz efetivamente a atração entre núcleos e elétrons.
 A carga nuclear efetiva (Zef) experimentada pelo elétron é sempre menor do que a carga nuclear real (Z) 
Zef = Z – S
Z é a carga nuclear real (número atômico) e S a constante de blindagem.
 Quando aumenta o número médio de elétrons protetores (S), Zef diminui.
 Quando aumenta a distância do núcleo, S aumenta e Zef diminui. 
87
Um elétron de um orbital s tem mais probabilidade de ser encontrado perto do núcleo do que um elétron em um orbital p e d
88
O espectro de linhas de átomos polieletrônicos mostra cada linha como um par de linhas minimamente espaçado.
Stern e Gerlach planejaram um experimento para determinar o porquê.
Spin eletrônico (1920) 
 Um feixe de átomos passou através de uma fenda e por um campo magnético e os átomos foram então detectados.
 Duas marcas foram encontradas: uma com os elétrons girando em um sentido e uma com os elétrons girando no sentido oposto.
89
Número quântico spin (ms): 
 - movimento do elétron em torno do seu eixo
	- assume valores 
		+1/2 ↑(sentido anti-horário) -1/2 ↓(quando horário)
90
Princípio da exclusão de Pauli: 
 2 elétrons em um átomo não podem ter todos os números quânticos iguais. Se escolhermos um conjunto de valores (n=1 , l = 0, m=0, orbital 1s), poderemos ter apenas dois elétrons com valores diferentes do número quântico spin (ms=1/2 e ms=-1/2)
 Um orbital pode receber o máximo de 2 elétrons com spins em direções opostas.
91
Exercício 2: Diga, entre os seguintes conjuntos de números quânticos, quais os possíveis e os impossíveis valores para um elétron num átomo?
 n= 0, l= 0, ml= 0, ms= +1/2
n=1, l= 1, ml= 0, ms= +1/2 
n=1, l= 0, ml= 0, ms= -1/2
92
O spin do elétron 
 
O spin do elétron é também responsável pela maioria das propriedades magnéticas que se encontram associadas as moléculas e os átomos.
Materiais diamagnéticos: existem números iguais de elétrons de cada spin, de maneira que seus efeitos magnéticos se cancelam.
 Materiais paramagnéticos: São fracamente atraídas por um campo magnético. Existem mais elétrons de um spin que de outro (átomo ou molécula com número impar de elétrons) e o cancelamento total não ocorre.
93
Número máximo de elétrons nas subcamadas
	Subcamada	Número de orbitais	Número máximo de elétrons
	s	1	2
	p	3	6
	d	5	10
	f	7	14
94
Número máximo de elétrons em qualquer camada: 
 2 n2
 
	Camada	Número de orbitais	Número máximo de elétrons (2n2)
	1	n2 = 1 (s)	2
	2	n2 = 4 (s, p)	8
	3	n2 = 9 (s, p,d)	18
	4	n2 = 16 (s, p,d,f)	32
	5	n2 = 25 (s, p,d,f,g)	50
	6	n2 = 36 (s, p,d,f,g,h)	72
95
 9.1. Ordem das Energias das Subcamadas e Colocação dos Elétrons 
A energia do átomo de H monoeletrônico depende apenas do valor de n 
Para átomos mais pesados as energias dos átomos depende de n e l . Por exemplo as subcamadas com n= 3 têm energias diferentes: 3senergia total mais baixa quando um elétron ocupa um orbital 3d em vez do 4s, se este arranjo completa uma semicamada ou uma camada completa.
Ex. Configuração eletrônica experimental do 
Cromo: [ Ar]3d54s1 e não [ Ar]3d44s2 
Cobre: [ Ar]3d104s1 e não [ Ar]3d94s2 
Configurações eletrônicas anômalas
107
Exercício 1: Qual a configuração eletrônica do Cl ( Z=17) ? 
Exercício 3: Quantos elétrons desemparelhados têm os íons Ti2+? (Z=22) Ele é paramagnético?
Exercício 2: Com o diagrama de caixas dos orbitais e com a notação de gás nobre mostre a configuração eletrônica do titânio (Z=22) . 
108
10- Tabela Periódica
A Tabela periódica atual contém 118 elementos classificados pelo número atômico (Z) 
109
A tabela periódica pode ser utilizada como um guia para as configurações eletrônicas.
O número do período é o valor de n.
Os grupos 1A e 2A têm o orbital s preenchido.
Os grupos 3A -8A têm o orbital p preenchido.
Os grupos 3B -2B têm o orbital d preenchido.
Os lantanídeos e os actinídeos têm o orbital f preenchido.
10.1- A Estrutura Eletrônica e a Tabela Periódica
110
A Tabela periódica é dividida em blocos s , p , d e f, denominada pela última subcamada ocupada de acordo com o princípio da construção
Exceções: He: está no bloco s mas é mostrado no p, um gás com propriedades que combinam com aquelas dos gases nobres (Grupo 18), ou seja, tem a camada de valência completa
 H: ocupa posição única na TP, tem 1 elétron s
H
He
111
Grupos principais: Blocos s e p 
O número do Grupo nos diz quantos elétrons estão presentes na camada de valência.
Ex: No Bloco s: Grupo 1 ou 2: 1 elétron ou 2 elétrons de valência 
 No Bloco p: temos que subtrair 10 do nº do Grupo para encontrar os elétrons de valência.
Ex: F (Grupo 17) tem 7 elétrons de valência 
12
15
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
13
14
16
17
18
F
112
Períodos: Camada com mais alto número quântico 
Período 1: 2 elementos: H e He n= 1 e orbital 1s
Período 2: 8 elementos: Li ao Ne, orbitais 2s e 2p
Período 3: 8 elementos: Na ao Ar, orbitais 3s e 3p
Período 4: 18 elementos: orbitais 4s , 4p e 3d
Período 5: 18 elementos: orbitais 5s , 4d e 5p
Período 6: 32 elementos: orbitais 6s , 5d e 6p, 4f
2
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
13
14
16
17
18
1
3
4
5
6
7
Ne
Ar
113
10.2- Carga Nuclear Efetiva
A carga nuclear efetiva é a carga sofrida por um elétron em um átomo polieletrônico.
A carga nuclear efetiva não é igual à carga no núcleo devido ao efeito dos elétrons internos.
Os elétrons estão presos ao núcleo, mas são repelidos pelos elétrons que os protegem da carga nuclear. 
A carga nuclear sofrida por um elétron depende da sua distância do núcleo e do número de elétrons mais internos.
114
10.2- Carga Nuclear Efetiva
Quando aumenta o número médio de elétrons protetores (S), a carga nuclear efetiva (Zef) diminui.
Quando aumenta a distância do núcleo, S aumenta e Zef diminui.
 Os elétrons mais internos blindam os mais externos da carga total do núcleo, por outro lado os elétrons do mesmo nível dificilmente blindam uns aos outros da carga do núcleo 
115
 A carga nuclear efetiva sofrida pelos elétrons mais externos é determinada pela diferença entre a carga do núcleo e a carga dos elétrons mais internos 
10.2- Carga Nuclear Efetiva
Zef = Z -S
116
O Raio atômico:
 As nuvens eletrônicas não tem fronteiras muito definidas, então não podemos verdadeiramente falar de raio de um átomo. Entretanto, quando átomos empacotam-se em sólidos e moléculas, seus centros são encontrados a distâncias definidas de um ao outro. 
Definição: Raio atômico de um elemento é a metade da distância entre os núcleos de dois átomos vizinhos.
10.3- Tamanho dos Átomos e Íons
117
Metal = distância entre os centros de átomos vizinhos em uma amostra sólida 
Ex: distâncias entre os núcleos vizinhos no Cu sólido = 256 pm
Raio do Cu = 128 pm
1pm = 10 -12 m
Não-Metal = distância entre os núcleos de átomos unidos por uma ligação química
Ex: distâncias entre os núcleos de uma molécula de Cl2 = 198 pm 
 Raio covalente do Cl2 = 99 pm
118
Quando o número quântico principal aumenta, o tamanho do orbital aumenta.
Considere os orbitais s.
Todos os orbitais s são esféricos e aumentam em tamanho quando n aumenta.
10.3- Tamanho dos Átomos e Íons
119
O tamanho atômico varia consistentemente através da tabela periódica.
Ao descermos em um grupo, os átomos aumentam.
Ao longo dos períodos da tabela periódica, os átomos tornam-se menores.
Existem dois fatores agindo:
Número quântico principal, n, e
a carga nuclear efetiva, Zef.
Tendências periódicas nos raios atômicos
120
121
O Raio atômico:
 
122
No Grupo (Ex Li ao Cs)= em cada novo período, a camada ocupada mais externa é que fica mais distante do núcleo. Ocorre um acréscimo da camada de valência (aumento de n). Consequentemente, o raio atômico aumenta.
123
No Período (Ex Li ao Ne)= o decréscimo do raio ocorre mesmo com o número de elétrons crescendo com o número de prótons. O número de elétrons mais internos mantém-se constante. Entretanto, a carga nuclear aumenta. Os elétrons de nível mais externo adicionados para contrabalancear o aumento da carga nuclear blindam pouco uns aos outros. Consequentemente, aumenta a atração (Zef) entre o núcleo e os elétrons mais externos. Essa atração faz com que o raio atômico diminua. Assim, o raio atômico diminui da esquerda pra direita ou aumenta da direita para esquerda.
124
O Raio iônico:
 Definição: O raio iônico de um elemento é a sua parte na distância entre íons vizinhos em um sólido iônico 
r ânion + r cátion 
A distância entre os centros de um cátion e um ânion vizinhos é a soma dos dois raios iônicos 
Como o tamanho de um átomo, o tamanho de um íon depende de sua carga nuclear, do n. de elétrons que ele possui e dos orbitais nos quais os elétrons de nível mais externo localizam-se.
125
Cátions
Todos os cátions são menores que seus átomos geradores, porque a formação de um cátion desocupa os orbitais mais extensos em relação ao espaço e também diminui as repulsões totais elétron-elétron. 
Li 2+
Li 
Ex.: Li: 1s2 2s1 Raio atômico = 157 pm
 Li + : 1s2 Raio cátion = 58 pm
Os cátions são menores do que os átomos que lhes dão origem.
126
Ânions
Todos os ânions são maiores que seus átomos geradores, porque os número de elétrons cresce na camada de valência do ânion e pelos efeitos repulsivos que os elétrons exercem entre si
Ex.: O: 1s2 2s2 2p4 Raio atômico = 66 pm
 O 2- : 1s2 2s2 2p6 Raio atômico = 140 pm
O
O 2- 
Os ânions são maiores do que os átomos que lhes dão origem.
127
Periodicidade: Para íons de mesma carga o tamanho aumenta em cada grupo porque os elétrons estão ocupando camadas com números quânticos principais maiores 
128
129
Efeito da variação da carga nuclear
Todos os membros de uma série isoeletrônica têm o mesmo número de elétrons.
 EX: Na+, F-, Mg 2+
 Configuração eletrônicas iguais = [He] 2s2 2p6
Quando a carga nuclear aumenta em uma série isoeletrônica, os íons tornam-se menores pois atração do núcleo sobre os elétrons é maior :
O2- > F- > Na+ > Mg2+ > Al3+
Tendências dos tamanhos dos íons
130
O Raio iônico:
 
131
Exercícios
1) Por que o raio atômico aumenta de cima para baixo na Tabela Periódica? E por que o raio atômico decresce ao longo de um período?
2) Identifique as espécies com maior raio em cada um dos seguintes pares:
Cl ou S b) Na ou K
c) Cl ou Cl- d) Al ou Al3+
3) Coloque os íons S2-, Cl- , K+ e Ca 2+ em ordem decrescente de tamanho.
 
132
Definição: É a energia necessária para retirar um elétron de um átomo na fase gasosa
Ex: Cu (g) → Cu+ (g) + e- energia requerida I1 = 785 KJ mol-1
 
Onde I1 é a primeira energia de ionização
Ex: Cu+ (g) → Cu2+ (g) + e- energia requerida I2 = 1955 KJ mol-1
 
Onde I2 é a segunda energia de ionização, é a energia necessária para remover um elétron de um cátion gasoso com carga unitária
10.4- Energia de Ionização
Quanto maior a energia de ionização, maior é a dificuldade parase remover o elétron.
133
Variações nas energias de 
ionização sucessivas
Há um acentuado aumento na energia de ionização quando um elétron mais interno é removido.
134
Periodicidade:
No Grupo: A primeira energia de ionização cresce de baixo para cima, significa que é necessário menos energia para remover um elétron do Césio (Cs) do que um atómo de sódio (Na)
 
135
Periodicidade:
No Período: A primeira energia de ionização cresce da esquerda para direita no período.
A I1 é maior para elementos próximos ao Hélio (He) e menor próximo ao Césio (Cs) 
136
Os elementos com baixa E1 formam cátions mais facilmente e conduzem eletricidade em suas formas sólidas
137
As baixas energias de ionização dos elementos no canto esquerdo inferior da Tabela periódica apontam para seu caráter metálico . Um bloco de metal consiste de uma coleção de cátions do elemento rodeado de elétrons de valência que os átomos perderam .
 Somente elementos com baixas energias de ionização- os membros dos blocos s, d e f e os da parte de baixo à esquerda do bloco p podem formar sólidos metálicos, porque perdem elétrons com facilidade
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
13
14
16
17
18
1
3
4
5
6
7
138
Resumindo:
 A energia ionização decresce de cima para baixo porque nos períodos sucessivos, o elétron mais externo ocupa uma camada que está longe do núcleo e, portanto menos fortemente ligado (Quanto menor o raio maior potencial de ionização)
 A carga nuclear efetiva cresce da esquerda para direita através de um período. Como resultado, o elétron mais externo é mais preso e as energias de ionização geralmente crescem.
139
140
Definição: É a alteração de energia (∆E) quando um elétron é adicionado a um átomo na fase gasosa
Afinidade eletrônica alta significa que uma grande quantidade de energia é liberada quando um elétron liga-se a um átomo na fase gasosa
10.5- Afinidade Eletrônica
Quanto mais negativo o valor de Eae, maior a tendência do átomo em receber 1 elétron 
141
Os valores positivos significam, que para receber elétron, o átomo absorveu energia da vizinhança. Logo, este átomo não tem a tendência em receber elétron. 
10.5- Afinidade Eletrônica
A afinidade eletrônica pode ser tanto exotérmica:
Cl(g) + e- → Cl-(g)
 quanto endotérmica: 
Ar(g) + e-  Ar-(g) ΔH>0
O íon Ar- é instável e não se forma
142
Quanto mais negativa Eae, maior a tendência do átomo em receber 1 elétron. Uma afinidade eletrônica >0 indica íon negativo é mais alto em energia que o átomo ou elétron separadamente
143
Afinidade Eletrônica (Eae)
Periodicidade: A afinidade eletrônica é muito menos periódica que a variação do raio atômico e energia de ionização
Os elementos com afinidades eletrônicas altas são do grupo 16 e 17. 
Grupo 17 (Halogênios): podem adquirir 1 elétron com liberação de energia 
Grupo 16 (Calcogênios): podem adquirir 2 elétron
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
13
14
16
17
18
1
3
4
5
6
7
144
Nos grupos: Afinidade eletrônica diminui porque a camada de valência onde o elétron está sendo adicionado, está progressivamente mais distante do núcleo, a atração entre o elétron e núcleo é reduzida, sendo pequena a possibilidade destes átomos ganharem um elétron.
Nos períodos: A carga efetiva aumenta mais do que o efeito de blindagem, o que possibilita maior atração do núcleo com os elétrons e aumenta a possibilidade dos átomos ganharem elétrons. 
145
Exercícios
4) Porque a energia de ionização decresce num grupo e aumenta através de um período?
7) Indique o átomo que possui maior eletroafinidade em cada um dos seguintes pares
 S ou Cl 
 C ou O
 Cl ou Br 
6) Compare os elementos Li, K, C, N.
Qual tem maior afinidade ao elétron
Ordene pelas energias de ionização crescente
5) Qual o grupo de elementos tende a ter maior eletroafinidade? Qual é a tendência geral da eletroafinidade através do período.
146
Eletronegatividade
Uma propriedade periódica que mede a tendência de um átomo, em uma ligação química, de atrair elétrons
Eletropositividade
A eletropositividade, também denominada de caráter metálico, é uma propriedade periódica que relaciona a tendência de um átomo de perder elétrons.
147
Raio atômico:
Energia de ionização
Afinidade eletrônica e Eletronegatividade:
Eletropositividade:
148
10.6-Metais, não-metais 
e metalóides
149
10.6-Metais, não-metais 
e metalóides
Metais
Propriedades dos metais (brilhante, maleável e dúctil, os óxidos formam sólidos iônicos básicos e tendem a formar cátions em solução aquosa).
O caráter metálico aumenta à medida que descemos em um grupo.
O caráter metálico diminui ao longo do período.
Os metais têm energias de ionização baixas.
A maioria dos metais neutros sofre oxidação em vez de redução.
150
10.6-Metais, não-metais 
e metalóides
Metais
Quando os metais são oxidados, eles tendem a formar cátions característicos.
Todos metais do grupo 1A formam íons M+.
Todos metais do grupo 2A formam íons M2+.
A maioria dos metais de transição têm cargas variáveis.
151
10.6-Metais, não-metais 
e metalóides
152
10.6-Metais, não-metais 
e metalóides
Metais
A maior parte dos óxidos metálicos são básicos:
Óxido metálico + água → hidróxido metálico 
Na2O(s) + H2O(l) → 2NaOH(aq)
Não-metais
Os não-metais apresentam um comportamento mais variado do que os metais.
Quando os não-metais reagem com os metais, os não-metais tendem a ganhar elétrons:
metal + não-metal → sal
2Al(s) + 3Br2(l) → 2AlBr3(s)
153
Não-metais
A maior parte dos óxidos não-metálicos são ácidos:
óxido não-metálicos + água  ácido
P4O10(s) + 6 H2O(l)  4H3PO4(aq)
Metalóides
Os metalóides têm propriedades intermediárias entre os metais e os não-metais.
Exemplo: o Si tem brilho metálico, mas é quebradiço.
Os metalóides são famosos na indústria de semicondutores.
10.6-Metais, não-metais 
e metalóides
154
10.7- Tendências de grupo para os metais ativos
Grupo 1A: os metais alcalinos
A química é dominada pela perda de seu único elétron s:
M → M+ + e-
A reatividade aumenta ao descermos no grupo.
Os metais alcalinos reagem com água para formar MOH e gás hidrogênio:
2M(s) + 2H2O(l) → 2MOH(aq) + H2(g)
155
Os metais alcalinos produzem diferentes óxidos ao reagirem com o O2:
4Li(s) + O2(g) → 2Li2O(s)	(óxido)
2Na(s) + O2(g) → Na2O2(s)	(peróxido)
Os metais alcalinos emitem cores características quando colocados em uma chama à alta temperatura.
O elétron s é excitado por uma chama e emite energia quando retorna ao estado fundamental.
Grupo 1A: os metais alcalinos
156
Grupo 1A: os metais alcalinos
157
Grupo 1A: os metais alcalinos
158
Grupo 2A: os metais alcalinos terrosos
159
Grupo 2A: os metais alcalinos terrosos
Os metais alcalinos terrosos são mais duros e mais densos do que os metais alcalinos.
A química é dominada pela perda de dois elétrons s:
M  M2+ + 2e-.
Mg(s) + Cl2(g)  MgCl2(s)
2Mg(s) + O2(g)  2MgO(s)
O Be não reage com água. O Mg reagirá apenas com o vapor de água. Do Ca em diante:
Ca(s) + 2H2O(l)  Ca(OH)2(aq) + H2(g)
160
Hidrogênio
O hidrogênio é um elemento singular.
Muito frequentemente ocorre como um gás diatômico incolor, H2.
Ele pode tanto ganhar outro elétron para formar o íon hidreto, H, como perder seu elétron para formar H+:
2Na(s) + H2(g)  2NaH(s)
2H2(g) + O2(g)  2H2O(g)
O H+ é um próton.
A química aquosa do hidrogênio é dominada pelo H+(aq).
10.8-Tendências de grupo para alguns não- metais
161
Grupo 6A: o grupo do oxigênio
10.8-Tendências de grupo para alguns não- metais
162
Grupo 6A: O Grupo do Oxigênio
Ao descermos no grupo, o caráter metálico aumenta (o O2 é um gás, o Te é um metalóide, o Po é um metal).
Há duas formas alotrópicas importantes de oxigênio: O2 e ozônio (O3). O ozônio pode ser preparado a partir do oxigênio:
3O2(g)  2O3(g)	H = 284,6 kJ.
O ozônio possui um cheiro pungente e é tóxico.
10.8-Tendências de grupo para alguns não- metais
163
Grupo 6A: o grupo do oxigênio
O oxigênio (ou dioxigênio, O2) é um agente de oxidação potente, uma vez que o íon O2- tem uma configuração de gás nobre.
Existem dois estados de oxidação para o oxigênio: 2- (por exemplo,H2O) e 1- (por exemplo, H2O2).
O enxofre é outro importante membro desse grupo.
A forma mais comum do enxofre é o S8 amarelo.
O enxofre tende a formar S2- nos compostos (sulfetos).
10.8-Tendências de grupo para alguns não- metais
164
Grupo 7A: os halogênios
10.8-Tendências de grupo para alguns não- metais
165
Grupo 7A: os halogênios
A química dos halogênios é dominada pelo ganho de um elétron para formar um ânion:
X2 + 2e-  2X-.
O flúor é uma das substâncias mais reativas que se conhece: 
2F2(g) + 2H2O(l)  4HF(aq) + O2(g) H = -758,9 kJ.
Todos os halogênios consistem de moléculas diatômicas (X2).
10.8-Tendências de grupo para alguns não- metais
166
Grupo 7A: os halogênios
O cloro é o halogênio mais utilizado industrialmente. Ele é produzido pela eletrólise do sal (NaCl):
2NaCl (aq) + 2H2O (l)  2NaOH (aq) + H2 (g) + Cl2 (g).
A reação entre o cloro e a água produz ácido hipocloroso (HOCl) que desinfeta a água de piscina: 
Cl2 (g) + H2O (l)  HCl (aq) + HOCl (aq).
Todos os compostos dos halogênios com hidrogênio são ácidos fortes, com exceção do HF.
167
Grupo 8A: os gases nobres
10.8-Tendências de grupo para alguns não- metais
168
Grupo 8A: os gases nobres
Todos esses são não-metais e monoatômicos.
Eles são notoriamente não-reativos porque têm os subníveis s e p completamente preenchidos.
Em 1962 o primeiro composto de gases nobres foi preparado: XeF2, XeF4 e XeF6.
Até agora, os únicos outros compostos de gases nobres conhecidos são o KrF2 e o HArF.
10.8-Tendências de grupo para alguns não- metais
169
NÚMERO ATÔMICO (Z): É o número de prótons no interior do núcleo de um átomo, ou número de elétrons, quando o átomo é eletricamente neutro. 
CONCEITOS BÁSICOS:
11.- Átomos, Moléculas e Íons
Ex: H: 1 próton + 1 e- Z= 1
 He: 2 prótons + 2 e- Z= 2
Tabela periódica arranjada na ordem crescente dos números atômicos dos diferentes elementos
170
NÚMERO DE MASSA (A): É o número de prótons + o número de nêutrons no interior do núcleo atômico.
Ex: He: 2 próton + 2 nêutrons A= 4
 Cl: 17 prótons + 20 nêutrons A= 37
A = Z + N 
Um determinado elemento 
Sempre o mesmo Z
Diferente A
Número de nêutrons pode variar
Por convenção, para um elemento X, escreve-se ZAX
171
ISÓTOPOS: Átomos que possuem o mesmo número de prótons porém diferentes números de nêutrons.
Por exemplo o elemento H possui três diferentes tipos de átomos
11H: 1 próton + 0 nêutrons : A= 1
12H: 1 próton + 1 nêutrons : A= 2 (deutério)
13H: 1 próton + 2 nêutrons : A= 3 (trítio)
92235U: 92 prótons + 143 nêutrons : A= 235
92238U: 92 prótons + 146 nêutrons : A= 238
172
11.- Átomos, Moléculas e Íons
ÁTOMOS: É a menor partícula possível de um elemento que tem as propriedades químicas desse elemento
ELEMENTOS QUÍMICOS: átomos que possuem o mesmo número atômico, isto é, a mesma quantidade de prótons no núcleo, atribuindo-lhes iguais propriedades físico-químicas.
Ex: C, H, O, He.
173
MOLÉCULAS: Grupo de dois ou mais átomos unidos por fortes forças denominadas de ligação química. É a menor porção de um composto que conserva suas características químicas. 
Ex: H2O, O2, H2, CO2.
ÍONS: Átomos ou grupo de átomos eletricamente carregados
 Cátions: íons positivos: perdeu elétrons: Na+
 Ânions: íons negativos: ganhou elétrons: Cl-
11.- Átomos, Moléculas e Íons
174
FÓRMULA MOLECULAR: É representação simbólica da molécula que forma um composto ou um elemento. Indica o tipo de elemento presente e a quantidade relativa de cada um.
Ex: CO, C2H4
175
FÓRMULA UNITÁRIA: Um composto iônico não forma a estrutura básica “molécula”, mas um reticulado iônico. A relação mínima das diferentes espécies iônicas presentes em um composto iônico é representado por uma fórmula unitária.
Ex: NaCl
176
MASSA ATÔMICA: A massa atômica de um elemento é um número. Ele nos diz qual é a massa, na média, de um átomo do elemento, comparado com um átomo de outro elemento. 
Elemento padrão: 126C, foi estabelecido que seu átomo tem massa atômica igual a 12,00 
Os demais elementos = quanto um átomo é mais pesado do que 1/12 do átomo de 126C
Átomos individuais são muito pequenos para serem pesados. Porém é possível determinar a massa relativa de um átomo, comparando-a com a de um outro elemento.
177
UNIDADE DE MASSA ATÔMICA: (u.m.a ou u): Corresponde a 1/12 da massa do isótopo do carbono que apresenta 6 prótons e 6 nêutrons. 
1/12 ˣ 12,00 = 1,00 u (unidade de massa atômica)
Ex: Na = 22,98 u : 22,98 vezes mais pesado que 1/12 do átomo 126C
 Usando unidades de massa atômica:									
1 u = 1,66054 x 10-24 g
1 g = 6,02214 x 1023 u
178
A massa atômica relativa: massas médias dos isótopos:
 O C natural: 98,892 % de 12C + 1,107 % de 13C.
A massa média do C: 
(0,9893)(12 u) + (0,0107)(13,00335) = 12,01 u
A massa atômica (MA) é também conhecida como massa atômica média.
As massas atômicas estão relacionadas na tabela periódica.
MASSAS ATÔMICAS MÉDIAS
179
NÚMERO DE AVOGADRO:
1 átomo de C = 12,01 u → 12,01 g → N átomos de C 
1 átomo de O = 16 u → 16, 0 g → N átomos de O 
Com isso, definimos:
6,02×1023 espécies = 1 nº de Avogadro = 1 mol
ÁTOMO-GRAMA: É a massa atômica de um elemento expressa em gramas.
Ex: Átomo-grama do C= 12,01 g: contém 6,02×1023 átomos
 Massa atômica do C = 12,01 u : contém 1 átomo
180
MOL: Quantidade de matéria que contém 6,02×1023 unidades estruturais (átomos ou moléculas) da substância em questão.
				n = m/M
n = número de mols
m = massa em gramas
M = massa molar (massa de 1 mol), unidade g/mol
Como os átomos e moléculas são tão pequenos é conveniente nos referirmos a grupos de 6,02 ×1023 
1 mol= 6,02×1023 espécies = 1 nº de Avogadro
181
FÓRMULA-GRAMA: É a fórmula-massa de um composto expressa em gramas.
Ex: Fórmula-grama da H2O= 18 g : contém 6,02×1023 moléculas de H2O.
MASSA MOLECULAR ou FÓRMULA- MASSA: É a massa de uma molécula ou de uma fórmula unitária. É determinada pela a soma das massas atômicas em unidade u.m.a ou u dos átomos que a compõe.
Ex: H2O= 1u + 1u +16 u = 18 u 
 NaCl= 23 u + 35,5 u= 58,5 u 
182
MASSA MOLAR (M): É a massa de 1 mol de entidades (átomos, moléculas ou fórmulas unitárias).
	Fórmula 	Fórmula Massa	Massa Molar
	H	1,01 u	1,01 g/mol
	O	16,0 u	16,0 g/mol
	H2O	18,02 u	18,02 g/mol
MASSA MOLAR = Fórmula-grama= Fórmula-massa
183
EXERCÍCIOS:
1) O elemento cloro consiste de dois isótopos de massas 34,97 e 36,97 respectivamente, cujas abundâncias são 75,77% e 24,23%. Calcule a massa atômica média do cloro. 
2) O peso atômico do ósmio é 190 u. a) Qual é a massa, em gramas, de um átomo de ósmio? b) Quantos átomos há em 40 g de ósmio 
3) A molécula de acetileno contém dois átomos de carbono e dois de hidrogênio. a) Qual é a massa molar do acetileno? b) Quantas moléculas existem em 13,0 g de acetileno?
184
4) a) Quantos mols de MgO estão presentes em 15 g desse material? b) Qual é a massa em gramas de 2,19 mols de MgO?
image1.png
image2.png
image3.png
image4.png
image5.png
image6.png
image7.png
image8.png
image9.png
image10.jpeg
image11.png
image12.jpeg
image13.png
image14.png
image15.png
image16.png
image17.png
image18.png
image19.png
image20.jpeg
image21.png
image22.png
image23.png
image24.png
image25.jpeg
image26.png
image27.png
image28.png
image29.jpeg
image30.png
image31.png
image32.png
image33.png
image34.png
image35.png
image36.png
image37.jpeg
image38.jpeg
image39.jpeg
image40.png
image41.png
image42.png
image43.wmf
÷
÷
ø
ö
ç
ç
è
æ
-
=
2
2
2
1
1
1
1
n
n
R
H
l
oleObject1.bin
image44.png
image45.png
image46.png
image47.png
image48.png
image49.wmf
n
=
h
E
oleObject2.bin
image50.png
image51.png
image52.jpeg
oleObject3.bin
image53.png
image54.png
image55.png
image56.jpeg
image57.png
image58.png
image59.wmf
(
)
÷
ø
ö
ç
è
æ
´
-
=
-
2
18
1
J
 
10
18
.
2
n
E
image60.png
oleObject4.bin
image61.jpeg
image62.wmf
(
)
÷
÷
ø
ö
ç
ç
è
æ
-
´
-
=
l
=
n
=
D
-
2
218
1
1
J
 
10
18
.
2
i
f
n
n
hc
h
E
oleObject5.bin
image63.png
image64.wmf
mv
h
=
l
oleObject6.bin
image65.png
image66.png
image67.png
image68.png
image69.wmf
p
³
D
D
4
·
h
mv
x
oleObject7.bin
image70.png
image71.png
image72.png
image73.png
image74.png
image75.png
image76.jpeg
image77.jpeg
image78.jpeg
image79.jpeg
image80.png
image81.jpeg
image82.jpeg
image83.png
image84.jpeg
image85.png
image86.png
image87.jpeg
image88.png
image89.png
image90.png
image91.png
image92.png
image93.jpeg
image94.jpeg
image95.png
image96.png
image97.jpeg
image98.jpeg
image99.jpeg
image100.png
image101.jpeg
image102.png
image103.jpeg
image104.png
image105.jpeg
image106.jpeg
image107.jpeg
image108.jpeg
image109.jpeg
image110.jpeg
image111.png
image112.jpeg
image113.jpeg
image114.png
image115.png