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QUÍMICA GERAL
Profa. Dra. Natália Bromberg
APRESENTAÇÃO DA DISCIPLINA/
ÁTOMOS E ÍONS
Cursos: BIOMEDICINA
Apresentação da disciplina
CARGA HORÁRIA SEMANAL: 03 horas/aula
I - EMENTA 
Estudo dos conceitos básicos da Química Geral, que servirão de subsídios
para o entendimento e melhor aproveitamento de outras disciplinas das
áreas biológicas e de saúde.
II - OBJETIVOS GERAIS 
• Desenvolver no aluno o rigor e a precisão no uso da linguagem
empregada na Química, respeitando as regras, convenções e notações.
• Despertar no aluno o raciocínio químico para que ele possa relacionar
os conhecimentos adquiridos em sua área de atuação profissional.
Apresentação da disciplina
III - CONTEÚDO PROGRAMÁTICO 
1. CONCEITOS FUNDAMENTAIS DA QUÍMICA GERAL
Átomos e íons
Distribuição eletrônica e valência
Estrutura da tabela periódica
2. LIGAÇÕES QUÍMICAS
Ligação iônica, ligação metálica e ligação covalente
3. FUNÇÕES INORGÂNICAS
Ácidos, bases, sais e óxidos: conceito inicial, propriedades, nomenclatura e
reação de neutralização
4. QUÍMICA ORGÂNICA
Reconhecimento das cadeias carbônicas, nomenclatura e classificação de
hidrocarbonetos não ramificados, ramificados e cíclicos
Reconhecimento e nomenclatura de funções orgânicas: aldeído, cetona,
ácido carboxílico, álcool, fenol , amina e amida.
Apresentação da disciplina
IV - ESTRATÉGIA DE TRABALHO
- Aulas Teóricas: expositivas
- Aulas Práticas: aulas no laboratório seguindo regras de segurança, como:
1. O uso obrigatório de avental (jaleco) de mangas compridas;
2. O jaleco deve ser de algodão. Não será aceito o avental de papel;
3. O uso obrigatório de calças compridas;
4. O uso obrigatório de calçado fechado;
- Realização de trabalhos: resenha de artigos científicos em português, listas 
de exercícios.
V - AVALIAÇÃO 
A apuração do rendimento escolar será realizada por meio de verificações
parciais e exames, conforme previsto no Regimento Institucional.
Apresentação da disciplina
Substâncias puras e misturasApresentação da disciplina
VI – BIBLIOGRAFIA
Bibliografia Básica 
ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de Química: Questionando a vida moderna e o 
meio ambiente. 5ª Edição, Editora Bookman, Porto Alegre, 2012.
KOTZ, J.C.; TREICHEL JUNIOR, P. Química e Reações Químicas. 6ª Edição v.1 e 
v.2, Editora Cengage Learning, São Paulo, 2009.
SHRIVER, D.; ATKINS, P. Química Inorgânica. 4ª Edição, Editora Bookman,
2008.
Bibliografia Complementar 
CAREY, F.A. Química Orgânica - Vol.1 Editora, 4ª Edição, McGraw-Hill, 2011
CHANG, R. Química, 11ª Edição, Editora McGraw-Hill, 2013. 
ATTWOOD, D.; FLORENCE, A.T. Princípios físico-químicos em Farmácia. LMC, 
São Paulo, 2011.
FELTRE, R. Fundamentos de Química- volume único, Editora Moderna., 2005.
Substâncias puras e misturasModelos atômicos
1 – Átomos e íons
Matéria e Teoria Atômica
A palavra matéria tem origem na palavra materia, do Latim.
Em Latim, matéria significa “aquilo de que uma coisa é feita”.Matéria
é tudo aquilo que compõe as coisas, que ocupa espaço, que tem peso
e que pode impressionar os nossos sentidos. Então, estudar a
estrutura da matéria é estudar a forma como a matéria é organizada.
Sabemos, atualmente, que toda a matéria existente no
universo é formada por átomos. A ausência de matéria é o vácuo.
Denomina-se corpo qualquer porção limitada de matéria, por
exemplo, barra de ferro, um cubo de gelo etc. Denomina-se objeto
todo corpo que, devido a sua forma, presta-se à determinada
finalidade ou uso, como uma faca, cadeira etc.
Substâncias puras e misturasModelos atômicos
Os Primeiros Modelos Atômicos
Por volta do ano 400 a.C., surgem os primeiros conceitos
teóricos da Química. Demócrito e Leucipo, filósofos gregos,
afirmavam que toda matéria era constituída por minúsculas
partículas, às quais deram o nome de átomos. A palavra átomo, em
grego, significa indivisível:
a = não
tomos = cortar ou dividir
a + tomos = não divisível = átomo
Apenas em 1650 d.C., o conceito de átomo foi novamente
proposto pelo filósofo francês Pierre Cassendi. No entanto, foi
somente em 1803 que o cientista inglês John Dalton conseguiu provar
cientificamente a ideia de átomo. Surgia então a teoria atômica
clássica da matéria.
Substâncias puras e misturasModelos atômicos
Os principais postulados da Teoria Atômica de Dalton são:
· A matéria é formada por partículas extremamente pequenas
chamadas átomos;
· Os átomos são esferas maciças, indestrutíveis e intransformáveis;
· Átomos que apresentam mesmas propriedades (tamanho, massa e
forma) constituem um elemento químico;
· Átomos de elementos diferentes possuem propriedades diferentes;
· Os átomos podem se unir entre si formando "átomos compostos";
· Uma reação química nada mais é do que a união e separação de
átomos.
Substâncias puras e misturasModelos atômicos
Modelo Atômico de Thomson
Em 1903, o cientista inglês Joseph J. Thomson, baseado em
experiências realizadas com gases e que mostraram que a matéria era
formada por cargas elétricas positivas e negativas, modificou o modelo
atômico de Dalton. Segundo Thomson, o átomo seria uma esfera
maciça e com cargas positivas pesadas e cargas negativas leves
distribuídas, ao acaso, na esfera. A quantidade de cargas positivas e
negativas seriam iguais e dessa forma o átomo seria eletricamente
neutro. O modelo proposto por Thomson ficou conhecido como
"pudim com passas".
“Pudim com passas”
Substâncias puras e misturasModelos atômicos
Modelo Atômico de Rutherford
Em 1911, Ernest Rutherford, estudando a trajetória de
partículas α (alfa, positivas) emitidas pelo elemento radioativo
polônio, bombardeou uma lâmina fina de ouro. Ele observou que a
maioria das partículas α atravessavam a lâmina de ouro sem sofrer
desvio em sua trajetória; que algumas das partículas sofriam desvio
em sua trajetória; outras, em número muito pequeno, batiam na
lâmina e voltavam. O caminho seguido pelas partículas α podia ser
detectado devido às cintilações que elas provocavam no anteparo de
sulfeto de zinco.
Substâncias puras e misturasModelos atômicos
Rutherford concluiu que a lâmina de ouro não era constituída
de átomos maciços e propôs que um átomo seria constituído de um
núcleo muito pequeno carregado positivamente (no centro do átomo)
e muito denso, rodeado por uma região comparativamente grande
onde estariam os elétrons em movimentos orbitais. Essa região foi
chamada de eletrosfera.
Segundo o modelo de Rutherford, o tamanho do átomo seria
de 10.000 a 100.000 vezes maior que seu núcleo. Ou seja, o átomo
seria formado por espaços vazios. Observemos que esse modelo teve
que admitir os elétrons orbitando ao redor do núcleo, porque, sendo
eles negativos, se estivessem parados, acabaria indo de encontro ao
núcleo, que é positivo.
Substâncias puras e misturasModelos atômicos
O modelo de Rutherford ficou conhecido como "modelo
planetário".
Substâncias puras e misturasModelos atômicos
Modelo Clássico
As partículas positivas do núcleo foram chamadas de prótons.
Em 1932, Chadwick isolou o nêutron, cuja existência já era prevista
por Rutherford.
Portanto, o modelo atômico clássico é constituído de um
núcleo, onde se encontram os prótons e nêutrons, e de uma
eletrosfera, onde estão os elétrons orbitando em torno do núcleo.
Adotando-se como padrão a massa
do próton, observou-se que sua
massa era praticamente igual à
massa do nêutron e 1836 vezes
mais pesada que o elétron,
concluindo-se que:
Substâncias puras e misturasModelos atômicos
Prótons, elétrons e nêutrons são as principais partículas
presentes num átomo. Elas são chamadas partículas elementares ou
subatômicas e suas principais características são:
Observe que as partículas presentes no núcleo atômico
apresentam a mesma massa e que essa é praticamente 2.000 vezes
maior doque a massa do elétron. A massa de um átomo está
praticamente concentrada numa região extremamente pequena do
átomo: o núcleo atômico. A quantidade atômica de prótons e elétrons
presentes num átomo é a mesma, o que faz com que ele seja
eletricamente neutro.
Substâncias puras e misturasConceitos fundamentais
Conceitos Fundamentais
Número Atômico
Número atômico (Z) é o número de prótons do núcleo de um
átomo. É o número que identifica o átomo. A representação do
número atômico dos átomos é:
ZE
Num átomo neutro, cuja carga elétrica total é zero, o número
de prótons é igual ao número de elétrons. O número de elétrons,
nesse caso, pode ser considerado igual ao número atômico.
Exemplo:
O átomo de magnésio (Mg) tem número atômico 12 (Z=12).
Significado: no núcleo do átomo de Mg existem 12 prótons. No
átomo neutro de Mg existem 12 prótons e 12 elétrons.
Representação: 12Mg
Substâncias puras e misturasConceitos fundamentais
Número de Massa
Número de Massa (A) é a soma do número de prótons (Z) e
do número de nêutrons (N) existentes no núcleo de um átomo.
A = Z + N
Representação: ZE
A ou E��
Exemplo:
Um átomo neutro tem 19 prótons e 21 nêutrons, portanto:
Z = 19 e N = 21, A = Z + N logo A = 19 + 21 = 40
Representação: 19E
40ou E����
Substâncias puras e misturasConceitos fundamentais
Elemento Químico
Elemento químico é o conjunto de átomos que apresentam o
mesmo número atômico (Z) (mesma identidade química).
Obs: Como vimos anteriormente um átomo é eletricamente neutro
quando o número de prótons é igual ao número de elétrons, porém
um átomo pode perder ou ganhar elétrons na eletrosfera, sem sofrer
alterações no seu núcleo, originando partículas carregadas positiva
ou negativamente, denominadas íons.
Se um átomo ganha elétrons, ele se torna um íon negativo chamado
ânion.
Exemplo:
Substâncias puras e misturasConceitos fundamentais
O átomo eletrizado negativamente, apresenta mais elétrons
do que prótons. Para tanto ele ganhou elétrons. O total de elétrons
ganhos é o total de cargas negativas adquiridas.
N3- ganhou 3 elétrons, ânion do nitrogênio (nitreto)
Cl- ganhou 1 elétron, ânion do cloro (cloreto)
Substâncias puras e misturasConceitos fundamentais
Se um átomo perde elétrons, ele se torna um íon positivo,
denominado cátion.
Exemplo:
O átomo eletrizado positivamente, é aquele que apresenta
mais cargas positivas (prótons), do que cargas negativas (elétrons).
Para tanto, ele perdeu elétrons. O total de elétrons perdidos é o total
de cargas positivas adquiridas.
Al3+ perdeu 3 elétrons, cátion alumínio
Ca2+ perdeu 2 elétrons, cátion cálcio
Substâncias puras e misturasConceitos fundamentais
Isótopos
• Cada átomo isoladamente é chamado isótopo do correspondente
elemento.
• Dois átomos diferentes são chamados isótopos entre si quando
apresentarem o mesmo número atômico (Z). Ora, se possuem o
mesmo número atômico e são diferentes, essa diferença deve recair
no número de nêutrons e, portanto, no número de massa (A).
Dois átomos são isótopos entre si quando apresentam o mesmo
número atômico e diferentes números de massa.
Exemplos:
Quando falamos do Urânio, seu número atômico é sempre 92, no
entanto, ocorrem átomos de Urânio com diferentes números de massa.
92U
235 e 92U
238
Isótopo do
Urânio 235 
Isótopo do
Urânio 238
Substâncias puras e misturasConceitos fundamentais
O elemento Hidrogênio é constituído por três isótopos:
1H
1
1H
2
1H
3
• Os isótopos que constituem um elemento podem ser naturais
(encontrados na natureza) ou artificiais (são produzidos em
laboratório).
• Os isótopos naturais são encontrados em uma certa proporção que
é praticamente fixa para cada elemento, qualquer que seja o
composto ou lugar na Terra. Para o elemento Hidrogênio:
1H
1 – 99,98 % 1H
2 – 0,02 % 1H
3 – 10 -7 %
Isso quer dizer que, em qualquer lugar, ou composto, em que
encontramos o elemento hidrogênio, esse será constituído sempre
pelos três isótopos acima mencionados e nas proporções isotópicas
acima referidas.
Hidrogênio ou
Hidrogênio leve
ou Prótio
Trítio
(T)
Deutério
(D)
Substâncias puras e misturasConceitos fundamentais
Isóbaros
Dois átomos são considerados isóbaros entre si quando
apresentam o mesmo número de massa (A) e diferentes números
atômicos (Z). Ora, se possuem o mesmo número de massa e
diferentes números atômicos, possuem número de nêutrons (N)
diferentes.
19K
40 e 20Ar
40
A = 40
Z = 19 
A = 40
Z = 20
Isótonos
Dois átomos são considerados isótonos entre si quando
apresentam o mesmo número de nêutrons (N) e diferentes números
atômicos (Z) e números de massa (A).
1H
3 e 2He
4
12Mg
26 e 14Si
28
A = 3; Z = 1
N = A - Z = 2
A = 4; Z = 2
N = A – Z = 2
A = 26; Z = 12
N = A – Z = 14
A = 28; Z = 14
N = A – Z = 14
Substâncias puras e misturasConceitos fundamentais
Resumindo:
Exercício:
Dados os seguintes átomos hipotéticos, indique quais são
isótopos entre si, isóbaros entre si e isótonos entre si. Quais átomos
devem ser representados pelo mesmo símbolo químico? Por quê?
10A
20
9B
20
11C
21
9D
10
11E
22
Substâncias puras e misturasModelos atômicos
Modelo Atômico de Rutherford Bohr
Bohr baseando-se nos estudos feitos em relação ao espectro
do átomo de hidrogênio e na teoria proposta em 1900 por Planck
(Teoria Quântica), segundo a qual a energia não é emitida em forma
contínua, mas em “blocos”, denominados quanta de energia, propôs
os seguintes postulados:
1. Os elétrons nos átomos descrevem sempre órbitas circulares ao
redor do núcleo, chamadas de camadas ou níveis de energia.
2. Cada um desses níveis possui um valor determinado de energia
(estados estacionários).
3. Os elétrons só podem ocupar os níveis que tenham uma
determinada quantidade de energia.
4. Os elétrons podem saltar de um nível para outro mais externo,
desde que absorvam uma quantidade bem definida de energia
(quantum de energia).
5. Ao voltar ao nível mais interno, o elétron emite um quantum de
energia, na forma de luz de cor bem definida ou outra radiação
eletromagnética (fóton).
6. Cada órbita é denominada de estado estacionário e pode ser
designada por letras K, L, M, N, O, P, Q. As camadas podem
apresentar:
K = 2 elétrons N = 32 elétrons
L = 8 elétrons O = 32 elétrons
M = 18 elétrons P = 18 elétrons
Q = 2 elétrons
Modelos atômicos
Substâncias puras e misturas
7. Cada nível de energia é caracterizado por um número quântico (n),
que pode assumir valores inteiros: 1, 2, 3 etc.
Modelos atômicos
Substâncias puras e misturasModelos atômicos
Modelo Atômico Atual
A teoria de Bohr explicava muito bem o que ocorria com o
átomo de hidrogênio, mas apresentou-se inadequada para esclarecer
os espectros atômicos de outros átomos com dois ou mais elétrons.
Até 1900 tinha-se a ideia de que a luz possuía caráter de
onda. A partir dos trabalhos realizados por Planck e Einstein, este
último propôs que a luz seria formada por partículas-onda, ou seja,
segundo a mecânica quântica, as ondas eletromagnéticas podem
mostrar algumas das propriedades características de partículas e
vice-versa. A natureza dualista onda-partícula passou a ser aceita
universalmente.
Em 1924, Louis de Broglie sugeriu que os elétrons, até então
considerados partículas típicas, possuiriam propriedades
semelhantes às ondas. A todo elétron em movimento está associada
uma onda característica (Princípio da Dualidade).
Substâncias puras e misturasModelos atômicos
Ora, se um elétron se comporta como onda, como é possível
especificar a posição de uma onda em um dado instante? Podemos
determinar seu comprimento de onda, sua energia, e mesmo a sua
amplitude, porém não há possibilidade de dizer exatamente onde
está o elétron.
Além disso, considerando-seo elétron uma partícula, esta é
tão pequena que, se tentássemos determinar sua posição e
velocidade num determinado instante, os próprios instrumentos de
medição iriam alterar essas determinações. Assim, Heisenberg
enunciou o chamado Princípio da Incerteza:
“Não é possível determinar a posição e a velocidade de um
elétron, simultaneamente, num mesmo instante.”
Substâncias puras e misturasModelos atômicos
Em 1926, Erwin Schrodinger, devido à impossibilidade de
calcular a posição exata de um elétron na eletrosfera, desenvolveu
uma equação de ondas (equação muito complexa, envolvendo
cálculo avançado, e não tentaremos desenvolvê-la aqui), que
permitia determinar a possibilidade de encontrarmos o elétron numa
dada região do espaço.
Assim, temos que a região do espaço onde é máxima a
probabilidade de encontrarmos o elétron é chamada de orbital.