Aula 1 Matà ria e Energia bioquimica

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Matéria e Energia
• Matéria
• Energia
• Átomos (evolução dos modelos atômicos)
• Elemento químico
• Distribuição eletrônica
• Classificação periódica dos elementos
Como se faz ciência?
• Coleta de dados a partir de observações e medidas
(geralmente em amostras pequenas representativas
do material que queremos estudar);
• Desenvolvimento de hipóteses
• Planejamento de experimentos (testes
cuidadosamente controlados para verificar sua
validade)
• Formulação de teorias (explicação de Leis)
O método científico...
• Fato: Enunciado baseado em uma observação consistente e
reprodutível.
• Hipótese: Enunciado proposto, mas sem prova real, para
explicar os fatos e suas relações.
• Teoria: É a relação aparente entre certos fenômenos
observados, que foi até certo ponto verificada. Há evidências
que há sustentam, tendo maior credibilidade que a hipótese.
Novos fatos opostos a ela podem “derrubá-la”.
Um dos métodos mais importantes para testar 
uma hipótese é utilizar experimento 
controlado
Não é suficiente dizer que uma mudança causa
um efeito, é necessário assegurar que a ausência
dele não irá causá-lo!
Ex.: um pesquisador propõe que adicionar uma
mistura de vitaminas à dieta de um animal melhora
o seu crescimento, é fundamental verificar se os
animais de um grupo controle (que não recebeu
vitamina) não crescem tão rapidamente.
O enorme progresso ocorrido desde 1600 na
química, biologia e em outras ciências comprova o
valor do método científico!
“A química é a ciência da matéria e das mudanças que 
ela sofre. O mundo da química inclui, portanto, todo o 
mundo material que nos rodeia – o chão que nos 
suporta, a comida que nos alimenta, a carne que 
somos feitos e o silício que fabricamos nossos 
computadores. Nenhum material independe da 
química, seja vivo ou morto, vegetal ou mineral, seja 
na Terra ou seja em uma estrela distante.” 
O universo consiste em matéria, energia e 
espaço vazio!
• Matéria: qualquer coisa que possui peso e ocupa lugar
no espaço. Ex.: ouro, água, carne...
(Ex. do que não é matéria: radiação eletromagnética,
como a luz)
Química: é a ciência que trata da matéria: a estrutura e as
propriedades da matéria e as transformações de uma
forma de matéria em outra.
Bioquímica: ramo da química que estuda os compostos
químicos, reações e outros processos de sistemas vivos.
A matéria pode ser alterada de uma forma 
para outra!
• Reações químicas
• Propriedades químicas da substância: reações
químicas que ela sofre...
• Transformações físicas (Ex.: mudança de estado,
formação ou separação de misturas)
• Propriedades físicas da substância: densidade, cor,
P.F., P.E., estado físico...
Propriedades da Matéria
• Estados físicos (depende da temperatura e da
pressão na qual se encontra)
Densidade (d)
• Massa por unidade de volume. d=m/V
(independe do tamanho da amostra, mas depende do 
estado da matéria)
Energia
É definida como a capacidade de realizar
trabalho (movimento contra uma força em
oposição).
Pode ser descrita como:
• Cinética (Ex.: mecânica, calor, energia elétrica)
• Potencial ou armazenada (Ex.: química, nuclear)
As diferentes formas podem ser convertidas
umas nas outras, os seres vivos fazem isso o tempo
todo.
Calor: uma forma de energia...
Calor (calorias) X Temperatura (graus)
Quantidade de calor 
necessária para elevar 
a temperatura de 1g 
de água líquida em 1°C 
(1kcal= 1000cal)
A ciência é a busca da simplicidade. Embora a
complexidade do mundo pareça ilimitada, ela tem origem
na simplicidade fundamental que a ciência busca
descrever. A contribuição da química nesta busca é
mostrar como tudo que nos cerca é, de fato, construído
por um punhado de entidades simples.
Sabe-se hoje que existem mais de 100 elementos que, em
várias combinações, compõem toda a matéria da Terra.
Do que é feita a matéria?
Do que é feita a matéria?
• Demócrito (460-370a.C.) – acreditava que “toda a
matéria é feita de partículas muito pequenas,
pequenas demais para serem vistas.” (unidade)
• Zenão de Eleia (nascido 450a.C.) – não aceitava esta
idéia. Dizia que “a matéria é infinitamente divisível.”
(diversidade)
Afirmações baseadas em crenças!
Átomos, do grego = indivisível
Demócrito estava certo: Átomos são as unidades básicas da
matéria...
Introdução: Modelos Atômicos
Filósofos gregos
Não existia nada menor
que o átomo
Átomos eram considerados 
esferas homogêneas sem 
estrutura
Não eram 
compostos por 
partes menores
Por que é importante conhecer a 
estrutura de um átomo?
Inter-relação
estrutura X propriedade da matéria
Teoria atômica de John Dalton (1766-1844)
• Toda matéria é composta de partículas
fundamentais muito pequenas e indivisíveis, os
átomos;
• Os átomos são permanentes e indivisíveis, eles não
podem ser criados nem destruídos;
• Todos os átomos de um dado elemento são
idênticos em todos os aspectos. Átomos de
diferentes elementos têm diferentes propriedades
químicas;
• As transformações químicas consistem em uma
combinação, separação ou rearranjo de átomos;
• Compostos químicos são formados de átomos de
dois ou mais elementos.
A principal diferença entre o modelo de Dalton e o de
Demócrito é que Dalton baseou sua teoria em evidências!
Evidências para a Teoria Atômica de 
Dalton
• Lei da Conservação das Massas – químico francês
Antoine Laurent Lavoisier (1743 – 1794): A matéria
não pode ser criada nem destruída, ou seja, não há
mudança detectável na massa de uma reação
química comum. Há alteração na ligação entre os
átomos, mas não há destruição destes átomos,
então a massa na reação é conservada.
Evidências para a Teoria Atômica de 
Dalton
• Lei da Composição Constante - químico francês
Joseph Proust (1754 – 1826): Todo composto é
sempre formado por elementos na mesma
proporção em massa.
Sabemos hoje que...
• Átomos são formados por pequenas partículas
(subatômicas: elétron, próton, nêutron);
• Devido a existência de isótopos, nem todos os
átomos de um mesmo elemento têm a mesma
massa.
Muitas idéias desta teoria ainda são aceitas, porém...
Resumindo a teoria atômica de Dalton: “a 
matéria é constituída de partículas indivisíveis 
chamadas átomos”
Dalton propôs que o átomo
fosse uma esfera maciça e
indivisível, não podendo ser
criado nem destruído no curso
de uma reação.
• Faraday – certos compostos em água geravam uma
solução condutora;
• Arrhenius – definiu o conceito de íon – espécie
química com densidade de carga superficial
diferente de zero;
• Stoney – existência de unidade fundamental de
carga elétrica associada aos átomos – elétrons.
Proposta de Thomson – explicação para 
carga elétrica na matéria 
Thomson (1887)
... Auxiliado por Rutherford e baseado em 
conclusões de Crookes, demonstrou 
experimentalmente a existência dos 
elétrons...
O átomo de Thomson (1898)
Sugeriu que o átomo poderia ser uma esfera maciça 
carregada positivamente na qual alguns elétrons 
estão incrustados na superfície, tornando-a neutra.
Modelo de “pudim de ameixas”
Mais tarde...
Thomson postulou que os elétrons estavam 
arranjados em anéis e circundavam completamente 
em órbitas a esfera positiva. 
O átomo nuclear
Início do século XX – Experimentos realizados por E. 
Rutherford, E. Marsden e H. Gaiger levaram a uma 
nova proposta atômica... 
O modelo de Rutherford
Representa o átomo consistindo em um pequeno
núcleo rodeado por um grande volume no qual os
elétrons estão distribuídos. O núcleo carrega toda
carga positiva e quase que a totalidade da massa do
átomo.
Modelo atômico de Niels Bohr (1885 –
1962)
• Sabia-se que o elétron sempre se movimentava em
torno do núcleo e,portanto, possui energia cinética.
• Bohr, em 1913, descobriu que apenas certos valores
são possíveis para essa energia. A energia mais baixa
possível é o estado fundamental. Se o elétron tiver
mais energia que o estado fundamental, somente
certos valores são permitidos, jamais valores
intermediários.
• Podemos comparar esta “quantização de energia” a
subir um lance de escadas e não uma rampa.
Modelo atômico de Bohr
• Absorção de energia na forma de quanta de energia
por parte do elétron e posterior emissão de
radiação eletromagnética de determinado
comprimento de onda quando os elétrons liberam a
energia absorvida.
• Em um átomo, o elétron não está livre para ter
qualquer quantidade de energia; poderá apresentar
apenas certas quantidades de energia. Isto é, a
energia de um elétron em um átomo é quantizada.
Saltos Quânticos
• A eletrosfera de um átomo tem um conjunto de
energias quantizadas ou níveis de energia;
• Cada nível de energia suporta um número máximo
de elétrons;
• Um átomo encontra-se normalmente em seu
estado fundamental;
• Quando absorve energia, seus elétrons são
elevados a níveis de maior energia, estado excitado.
• Após um salto quântico, alguns níveis de energia
mais baixos ficam desocupados, permitindo que
elétrons de maior energia possam ocupá-los após a
emissão de energia eletromagnética (relaxamento)
de comprimento de onda característico da diferença
de energia entre os níveis.
Mais 
externo, 
maior 
energia
Evolução do modelo de Bohr
• Comportamento dual da matéria (De Broglie, 1923)
• Princípio da incerteza de Heisenberg (1927) - é
impossível conhecer simultaneamente e com certeza
a posição e a velocidade de um elétron.
• Camadas são divididas em subcamadas: s, p, d, f
• Dentro das subcamadas os elétrons estão
agrupados em orbitais.
• Orbital = região do espaço que pode comportar 2
elétrons.
1ª camada: contém 1 orbital s e pode comportar 2
elétrons.
2ª camada: contém 1 orbital s e 3 orbitais p, pode
comportar 8 elétrons.
3ª camada: contém 1 orbital s, 3 orbitais p e 5
orbitais d, pode comportar 18 elétrons.
4ª camada: contém 1 orbital s, 3 orbitais p e 5
orbitais d e 7 orbitais f, pode comportar 32 elétrons.
Orbital Atômico
• Região de maior probabilidade de encontrar o elétron
• Cada orbital acomoda, no máximo, dois elétrons
• Compostos orgânicos e biomoléculas usam somente
orbitais 1s, 2s, 2p, 3s e 3p para ligações.
Configuração Eletrônica de um átomo
É a descrição dos orbitais que seus elétrons ocupam.
No estado fundamental, apenas os orbitais de energia
mais baixa são ocupados.
Regras:
- Os orbitais são preenchidos na ordem crescente de
energia;
- Cada orbital pode comportar até 2 elétrons, girando em
direções opostas (spins emparelhados);
- Quando há um grupo de orbitais de mesma energia,
cada orbital é ocupado pela metade antes que
qualquer um deles seja completamente preenchido.
Diagrama de caixas de orbitais
• Quadrado (caixa) – representa o orbital
• Seta para cima – representa um único elétron
• Par de setas opostas – representa dois elétrons com
spins emparelhados
Estrutura de Gilbert N. Lewis (1875 –
1946)
O símbolo do elemento (representa o núcleo e
todas as camadas internas preenchidas) circundado
por um nº de pontos iguais ao nº de elétrons da
camada de valência (mais externa) do átomo deste
elemento.
Os elétrons da última camada (de valência)
estão envolvidos na formação de ligações e nas
reações químicas.
4 elétrons na 
camada de valência
Como os elétrons se distribuem no 
átomo?
• Camadas – níveis de energia principal (1,2,3,4,... ->
de dentro para fora)
• Subcamadas – s, p, d e f.
• Orbitais – onde os elétrons são agrupados dentro
das subcamadas.
De que são feitos os átomos?
Partículas subatômicas (3) – várias evidências
experimentais dos últimos 100 anos nos
convenceram de que os átomos não são indivisíveis,
mas consistem em partículas ainda menores. 3
partículas subatômicas formam os átomos:
elétrons, prótons e nêutrons.
Prótons
• Carga positiva;
• Por convenção dizemos que tem carga +1
• Massa 1,6726 X 10-24g ou 1,0073u ~ 1u
• 1u= 1,6605 X 10-24g
• Localização = centro ou núcleo do átomo
Elétrons
• Carga negativa;
• Por convenção dizemos que tem carga -1
• Massa 5,4858 X 10-24u
• 1/1.837 a massa do próton, ou seja, 1.837
elétrons equivalem à massa de um próton.
• Localização = eletrosfera do átomo
Nêutrons
• Não tem carga;
• Por convenção dizemos que tem carga 0
• Massa 1,6749 X 10-24g ou 1,0087u ~ 1u
• Localização = centro ou núcleo do átomo
Número de Massa (A)
Soma do número de prótons e nêutrons de um
átomo.
Número Atômico (Z)
• Número de prótons. 
• Em um átomo neutro, o número de prótons é 
igual ao número de elétrons. 
• Identifica o elemento. 
Isótopos
• Átomos de um mesmo elemento que diferem no
número de nêutrons.
Tabela Periódica
• Origem: década de 1860
• Cientista russo Dmitri Mendeleev (1834 – 1907)
• De forma bem geral, os elementos podem ser
divididos em metais e não-metais (metalóides)
• Metais: sólidos (exceto Rb, Cs, Fr, Hg e Cd),
brilhantes, maleáveis, conduzem eletricidade. Ex:
ouro.
• Não-metais: gases, líquido ou sólidos, em geral são
opacos e maus condutores de eletricidade.
Classificação de Mendeleev (1869) 
• Elementos ordenados em massa atômica;
• Primeira vez que os elementos foram ordenados;
• Importância: conseguiu prever a existência de vários elementos e suas
propriedades químicas como o PF (ponto de fusão), densidade,
número de ligações ;
• Trabalhava com as médias das propriedades dos elementos,
imediatamente superior e inferior ou a esquerda e a direita: Tríades.
Ex: Média de Li e K= Na;
• Tabela organizada em ordem crescente de massa, em colunas
respeitando as propriedades químicas de cada família;
• Inverteu alguns elementos para manter as propriedades químicas de
cada família. Ex: Te 128 e I 127;
• Família de elementos com propriedades químicas semelhantes (C, Si,
Ge e Sn – hidretos EH4; N, P e As – EH3);
Classificação de Mendeleev (1869) 
Classificação Periódica Moderna (Atual)
• Dividida em períodos (sete) e grupos (18);
• Períodos (sete) são associados aos níveis de energia
(sete), cada período associado a um nível;
• Colunas (18): duas associadas as sub- nível s, seis
associadas as sub- nível p, dez associadas as sub- nível
d;
• Elementos listados em ordem crescente de número
atômico;
• Elementos num mesmo grupo apresentam
propriedades químicas semelhantes;
Classificação Periódica Moderna (Atual)
• Dividida em 4 blocos: s e p (elementos principais), d (elementos de transição)
e f (lantanóides 57<Z<71 e actinóides 89<Z<103);
• Elementos em amarelo: representativos, distribuição eletrônica termina em s
ou p, famílias 1A, 2A....8A; elementos em azul: transição, distribuição
eletrônica termina em d, famílias 3B, 4B....10B, elementos em rosa
distribuição eletrônica termina em f, são os lantanídeos e actinídeos (ficaria
entre o bloco s e p).
• Elementos representativos: elementos dos 3 primeiros períodos dos
elementos principais.
• Nomes das famílias: alcalinos (1), alcalino terrosos (2), calcogênios,
halogênios, gases nobres, lantanídeos e actinídeos.
• Hidrogênio é um ametal, sem família.
• Tabela periódica atual é uma conseqüência da distribuição eletrônica
(variação da estrutura eletrônica dos átomos). -> elementos da mesma
coluna (grupo) têm a mesma configuração nas camadas mais externas e
propriedades químicas e físicas semelhantes.
Classificação Periódica Moderna (Atual)
3 classes de elementos:
- Metais: maior parte, maioria sólido, brilhantes, condutores, tendem
a doar elétrons.
- Não- metais: 18,tendem a receber elétrons, são importantes na
bioquímica.
- Metalóides: 6, propriedades intermediárias entre metais e não-
metais.
Propriedades Periódicas
• Tamanho do átomo: determinado pelo tamanho de seu
orbital ocupado mais externo. Medido pela distância
entre os átomos em uma amostra do elemento. Ex.: Cl -
> diâmetro 198 pm (pm=picômetro; 1 pm= 10-12 m);
raio 99pm.
• Para os elementos do grupo principal, os raios atômicos
aumentam de cima para baixo e diminuem da esquerda
para direita (aumenta nº de prótons, aumenta atração
exercida pelo núcleo)
Propriedades Periódicas
• Energia de ionização: átomos são eletricamente
neutros (nº elétrons = nº prótons). Mas, normalmente
podem perder ou ganhar elétrons, tornando-se um íon
(átomo com número desigual de prótons e elétrons).
Assim, a energia de ionização é a medida da dificuldade
de remover de um átomo no estado gasoso seu elétron
mais externo. É sempre positiva, pois deve ser
fornecida para superar a força de atração entre o
elétron e a carga positiva do núcleo.
• Geralmente: diminui de cima para baixo e aumenta da
esquerda para direita.
Propriedades Periódicas
• Afinidade eletrônica (ou ganho de elétrons): é a
diferença de energia entre o átomo (na fase gasosa)
e o íon (na fase gasosa), está associada à entalpia
de ganho de elétrons. Um átomo na fase gasosa
ganha um elétron, se transforma em um ânion e
libera energia. Esta energia é a entalpia de ganho de
elétrons.
Eletronegatividade: Capacidade de atrair
elétrons de uma ligação química para si. Não é uma
energia, não há medida é apenas comparação entre
os átomos, quem tem a capacidade maior, por isso
não possui unidade, é uma medida relativa.
Tendência: átomos pequenos atraem mais
elétrons para si.
Tendências periódicas associadas ao RA.
Quanto maior o raio, menor a
eletronegatividade!!
Propriedades Periódicas
Energia de Ionização, Afinidade Eletrônica e Eletronegatividade: inverso do Raio
Ponto de Fusão: exceção da família 1A e 2A, onde o PF cresce de baixo para cima
Eletropositividade: mede o caráter metálico, perde os elétrons
Volume atômico: inverso da densidade
Classificação da Matéria
Elemento químico
• É uma substancia que consiste em átomos
idênticos.
• No momento são conhecidos 116 elementos.
Desses, 88 ocorrem na natureza e os outros foram
feitos em laboratório. São representados por
símbolos que consistem em uma ou duas letras.
Alguns derivam do nome em português (Ex.: C, H,
Li) e outros germânicos ou latinos.
Elementos necessários a vida
C, H, N, O, Ca, Cl, Mg, P, K, S, Na, Cr, Co, Cu, F, I, 
Mn, Mo, Zn
Elementos mono, di e poliatômicos
• Alguns elementos ocorrem na natureza na forma
monoatômica, ou seja, não estão ligados entre si. Ex.: Hélio,
Neônio
• Outros, como o oxigênio, ocorrem comumente na forma
molecular, com dois átomos ligados entre si, ou seja, na
forma diatômica (2 átomos do mesmo elemento por
molécula). Ex.: H2, N2, F2, Cl2, Br2, I2. -> é importante entender
que, sob condições normais, átomos livres destes 7
elementos não existem, eles ocorrem somente como
elementos diatômicos.
• Alguns elementos têm ainda mais átomos (poliatômicos) em
cada molécula. Ex.: O3, P4, S8, diamante.
Compostos
• É uma substância pura formada por dois ou mais
elementos em proporções fixas de massa. Ex.: água,
sal de cozinha. Estima-se que existam 20 milhões de
compostos conhecidos. Um composto é
caracterizado por sua fórmula que nos dá as
proporções dos elementos constituintes dos
compostos e identifica cada elemento por seu
símbolo atômico.
Misturas
• É a combinação de duas ou mais substâncias puras. A
maior parte da matéria que nos deparamos no nosso
dia-a-dia consiste em misturas. Ex.: sangue, manteiga,
gasolina, sabão, ar, o metal de um anel, terra.
• Nas misturas, as proporções em massa das substâncias
puras são variáveis (≠ dos compostos, onde as
proporções dos elementos são fixas).
• Cada substância pura que compõe uma mistura, têm
diferentes propriedades físicas que, quando
conhecidas, possibilitam a separação da mistura em
suas partes componentes por meios físicos.
Datas das Provas 2015:
• 04/05: não haverá aula de bioquímica.
• Provas: 
11/05
13/07
28/09
07/12
• Exame:
14/12