Aula 2 Átomos, moléculas, íons atual

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Universidade Federal Rural do Semi-Árido 
Centro de Engenharias 
Bacharelado em Ciência e Tecnologia 
Átomos, moléculas e íons 
Mossoró, dezembro de 2017 
• Os átomos se agrupam em diferentes combinações para 
formar as mais diversas substâncias. 
 
 
• Que regras determinam a maneira como eles se combinam? 
 
 
• Como as propriedades de uma substância estão 
relacionadas com os tipos de átomos que ela contêm? 
Introdução 
• A visão submicroscópica da matéria forma a base para 
entender porque elementos e compostos reagem e porque 
exibem propriedades químicas e físicas diferentes. 
Introdução 
• Filósofos antigos especulavam sobre a natureza da matéria 
fundamental da qual o mundo era feito. 
• Demócrito (460-370 a.C) e outros filósofos gregos – 
acreditavam que a matéria era constituída de partículas 
indivisíveis, muito pequenas, denominadas átomos. 
Teoria atômica da matéria 
• Platão e Aristóteles - formularam a hipótese de que não 
poderia haver partículas indivisíveis. 
Teoria atômica da matéria 
 Postulados de John Dalton (1803- 1807) 
 
 1) Cada elemento é composto de partes extremamente 
pequenas chamadas de átomos. 
 
 
 2) Todos os átomos de um dado elemento são idênticos; Os 
átomos de diferentes elementos são diferentes e tem diferentes 
propriedades e diferentes massas. 
 Postulados de John Dalton (1803- 1807) 
 
3) Os átomos de um elemento não se convertem em diferentes 
tipos de átomos por meio de reações químicas; os átomos não são 
criados nem destruídos numa reação química. 
 
 
4) Os compostos são formados quando átomos de mais de um 
elemento se combinam; um determinado composto tem sempre o 
mesmo número relativo dos mesmos tipos de átomos. 
 
Teoria atômica da matéria 
• Lei da conservação da massa ou da matéria 
 Baseada no postulado 3 
 
• “A massa total dos materiais presentes depois de uma reação 
química é igual a massa total antes da reação. Dalton 
propôs que os átomos se rearranjam para produzir novas 
combinações”. 
 
 
Teoria atômica da matéria 
Dalton chegou a sua conclusão sobre os átomos com base nas 
suas observações químicas no laboratório (universo 
macroscópico). 
• A medida que os cientistas desenvolveram métodos para 
uma investigação mais detalhada, observaram que o átomo 
não era indivisível, e sim apresentava uma estrutura mais 
complexa. 
 
 
• O átomo é composto de partículas subatômicas ainda 
menores. 
 
 
A descoberta da estrutura atômica 
Raios catódicos e elétrons 
• Meados do século XVII – cientistas estudaram a descarga elétrica 
através de tubos parcialmente evacuados. Uma alta voltagem 
produzia radiação dentro do tubo, que tornou-se conhecida 
como raios catódicos. 
 
• Apesar dos raios não poderem ser vistos, seus movimentos podiam 
ser detectados, porque os raios faziam com que certos materiais, 
inclusive o vidro apresentassem fluorescência ou emitissem luz. 
 
• Raios: 
 Nova forma de radiação ????? 
 Jato de partículas. ????? 
A descoberta da estrutura atômica 
Raios catódicos e elétrons 
 
 
• Joseph Thomson - em artigo publicado conclui em que os 
raios catódicos são jatos de partículas com massa, 
carregadas negativamente. 
 
 
• O artigo de Thomson é conhecido como a descoberta 
daquilo que chamamos de elétron. 
 
A descoberta da estrutura atômica 
• Em 1896 - cientista Henri Becquerel (1852- 1908), estudando o mineral 
urânio descobriu que espontaneamente o urânio emitia radiação 
de alta energia. 
 
 
• Em estudos posteriores o cientista britânico Ernest Rutherford, revelou 
três tipos de radiação: 
 
 Radiação alfa (α); 
 Radiação beta (β); 
 Radiação gama (γ). 
 
A descoberta da estrutura atômica 
Radioatividade 
A descoberta da estrutura atômica 
Radioatividade 
Figura 1. Comportamento dos raios alfa ( α ), beta (β) e gama (γ) em um campo 
elétrico 
• Raios alfa (α) e beta (β) – consistem de partículas de 
movimento rápido. 
 
• Partículas beta - são elétrons em alta velocidade, portanto 
são atraídas para a placa positiva. 
 
• Partículas alfa – são muito mais compactas que as partículas 
β e tem cargas positivas, portanto são atraídas para a placa 
negativa. 
 
• Radiação γ – é de alta energia, similar à dos raios x. Ela não 
consiste de partículas e não possui carga. 
A descoberta da estrutura atômica 
Para Joseph Thomson o átomo era construído como um pudim 
de passas: “uma massa compacta de carga elétrica positiva, 
salpicada de “caroços” de carga negativa, os elétrons”. 
 
 
 
 
 
Modelo de Thomson 
• Ernest Rutherford – químico neozelandês, naturalizado 
britânico. 
 
 
• 
 
Modelo planetário – Ernest Rutherford 
• 1911 - defendeu que os átomos têm sua carga positiva 
concentrada em um pequeno núcleo, e, desse modo, criou o 
modelo atômico de Rutherford, ou modelo planetário do 
átomo, através de sua descoberta e interpretação em 
seu experimento da folha de ouro. 
 
• 
 
 
• Graças a Rutherford é amplamente creditada a primeira 
divisão do átomo, em 1917, liderando a primeira experiência 
de dividir o núcleo. 
 
• Ernest Rutherford mostrou que os átomos não são maciços: se 
fosse assim, os átomos de uma folha metálica bloqueariam 
partículas emitidas por elementos radioativos, como o rádio 
ou o urânio. 
 
Modelo de Rutherford 
• Como a maior parte das partículas atravessa o metal, 
Rutherford concluiu que a carga positiva e quase toda a 
massa estariam concentradas num núcleo central. 
 
• O núcleo seria responsável pelo rebatimento das poucas 
partículas que, por acaso, corriam na sua direção. A sua 
volta, num espaço vazio comparativamente grande, 
girariam os pequenos elétrons, entre os quais as partículas 
podiam passar. 
Modelo de Rutherford 
A descoberta da estrutura atômica 
https://www.britannica.com/science/Rutherford-atomic-model 
Figura 2. Representação do átomo de Rutherford 
• Niels Bohr – físico dinamarquês. Licenciou-se na sua cidade 
natal em 1911 e trabalhou com Joseph John Thomson e Ernest 
Rutherford na Inglaterra. 
 
• Bohr passou a dedicar-se ao estudo da estrutura do átomo, 
baseando-se na descoberta do núcleo atómico, realizada 
por Ernest Rutherford. 
 
• Bohr acreditava que, utilizando a teoria quântica de Planck, 
seria possível criar um novo modelo atômico, capaz de 
explicar como os elétrons absorvem e emitem energia 
radiante. 
 
Modelo de Niels Bohr 
• Em 1913, estudando o átomo de hidrogênio, Bohr formulou 
um novo modelo atômico, concluindo que o elétron do 
átomo não emitia radiações enquanto permanecesse na 
mesma órbita, emitindo-as apenas quando em 
deslocamento de um nível de maior energia (órbita mais 
distante do núcleo), para outro de menor energia (órbita 
menos distante do núcleo). 
 
• Bohr concluiu que cada órbita corresponde a um nível bem 
definido de energia do elétron. 
 
 
Modelo de Niels Bohr 
 
• A transição de uma órbita para a outra seria feita por saltos 
pois, ao absorver energia, o elétron saltaria para uma 
órbita mais externa e, ao emiti-la, passaria para outra mais 
interna. Cada uma dessas emissões aparece no espectro 
como uma linha luminosa bem localizada. 
 
• A teoria de Bohr, que foi sucessivamente enriquecida, 
representou um passo decisivo no conhecimento do átomo. 
Modelo de Niels Bohr 
Figura 3. Representação do átomo de Bohr 
Modelo de Niels Bohr 
Estruturado átomo 
 
Á
to
m
o
 Prótons (1+) 
Neutrons 
Elétrons (1-) 
Visão moderna da estrutura atômica 
 
• Prótons e nêutrons 
 
 Encontrados no núcleo do átomo, que é considerado 
pequeno; 
 
 
 
• Elétrons 
 
 Localizados fora do núcleo, onde a maior parte do volume 
atômico se deve aos elétrons. 
 
 
Visão moderna da estrutura atômica 
A visão moderna da estrutura atômica 
Figura 4. Representação da estrutura do átomo 
 
• Todos os átomos de um mesmo elemento tem o mesmo 
número de prótons no núcleo. 
 
Exemplo: todos os átomos do elemento carbono tem: 
 
• Prótons = 6 
 
• Elétrons = 6 
 
• Nêutrons - pode variar entre os átomos de carbono. 
A visão moderna da estrutura atômica 
Isótopos, números atômicos e números de massa 
Isótopos, números atômicos e números de massa 
 
• Número atômico (Z) = número de prótons no núcleo. 
 
• Número de massa (A) = número total (prótons + neutrons) no 
núcleo. 
 
 
A visão moderna da estrutura atômica 
 
• Convenção, para um elemento X, escreve-se A
ZX. 
 
 
• Isótopos têm o mesmo Z, porém a massa (A) é diferente. 
 
 
 
A visão moderna da estrutura atômica 
Isótopos – átomos de um determinado elemento cujo número de 
nêutrons difere e, consequentemente a massa. 
Figura 5. Representação dos isótopos do carbono 
A visão moderna da estrutura atômica 
Tabela 1. Alguns isótopos do carbono 
Pesos atômicos ou massas atômicas 
 
• Átomos - pequenos pedaços de matéria, portanto tem massa. 
 
• Cientistas do século XIX, tinham conhecimento de que átomos 
de diferentes elementos tinham diferentes massas. 
 
• Exemplo: 100 g de água 
 a) 11,1 g de hidrogênio; 
 b) 88,9 g de oxigênio 
 Logo a água contém: 88,9/11,1 = 8 vezes mais em massa de 
oxigênio que hidrogênio. 
 
 
A visão moderna da estrutura atômica 
• A água contem dois átomos de hidrogênio para um átomo 
de oxigênio, concluíram que o átomo de oxigênio deve 2 x 8 
= 16 vezes mais massa que o átomo de hidrogênio. 
 
• Ao hidrogênio, o átomo mais leve, foi atribuída 
arbitrariamente uma massa relativa 1 (sem unidades). 
 
• As massas atômicas de outros elementos foram determinadas 
em relação a esse valor. Assim ao oxigênio foi atribuída a 
massa atômica de 16. 
 
A visão moderna da estrutura atômica 
• O átomo é a menor amostra representativa de um elemento, 
mas apenas os gases nobres são normalmente encontrados na 
natureza como átomos isolados. 
 
 
• A maior parte da matéria é composta de moléculas ou íons, as 
quais são formadas por átomos. 
 
 
• Molécula – reunião de dois ou mais átomos ligados entre si. 
Moléculas e compostos moleculares 
• Muitos elementos são encontrados na natureza na forma molecular, 
ou seja, dois ou mais átomos do mesmo tipo ligados entre si. 
 
 Exemplos: O2 e O3 
• Oxigênio e ozônio são compostos formados apenas de oxigênio, 
porém ambos exibem propriedades físicas e químicas bem 
diferentes. 
• O2 – essencial para a vida e inodoro. 
• O3 - tóxico e tem cheiro pungente 
 
• Elementos encontrados como moléculas diatômicas: 
 hidrogênio, oxigênio, nitrogênio e halogênios. 
Moléculas e compostos moleculares 
Moléculas diatômicas 
Figura 6. Representação de algumas moléculas simples 
Moléculas e compostos moleculares 
• Forma molecular – indicam os números e tipos efetivos de 
átomos em uma molécula. 
 
 
 
• Forma mínima – indicam apenas os números relativos de 
átomo de cada tipo. 
 
Moléculas e compostos moleculares 
Formas moleculares e mínimas 
Fórmula molecular 
 
Fórmula mínima 
H2O2 
 
HO 
C2H4 
 
CH2 
H2O H2O 
Em alguns casos a formula molecular e a formula mínima são 
idênticas. 
Exemplo: H2O 
Moléculas e compostos moleculares 
• Fórmula estrutural – mostra como os átomos estão ligados 
entre si em uma molécula. 
Moléculas e compostos moleculares 
A fórmula estrutural geralmente não representa a geometria 
real da molécula, ou seja, os verdadeiros ângulos nos quais os 
átomos se unem. A fórmula estrutural fornece uma noção de 
aparência tridimensional. 
 
Íons e compostos iônicos 
 
• Os átomos podem facilmente ganhar ou perder elétrons. 
 
• Se elétrons são removidos ou adicionados a um átomo neutro, 
forma-se uma partícula carregada denominada de íon. 
 
 
• Cátion – quando um átomo ou moléculas perde elétrons , 
ficando com carga positiva (+); 
 
• Aníon – quando um átomo ou molécula ganha elétrons, ficando 
com carga negativa. 
 
 
Íons e compostos iônicos 
Íons e compostos iônicos 
Tem 11 prótons e 11 elétrons. Perde facilmente 1 elétron. 
O cátion resultante tem 11 prótons e 10 elétrons, 
apresentando uma carga de +1. 
 
Cargas (+): representa a perda de elétrons. 
Cargas (-): representa o ganho de elétrons. 
Na 11 
Íons e compostos iônicos 
O cloro normalmente ganha um elétron em reações 
químicas produzindo o íon Cl- . 
 
• Em geral átomos metálicos tendem a perder elétrons 
formando cátions, enquanto átomos não-metálicos tendem a 
ganhar elétrons formando ânions. 
 
 
 
• Além dos íons simples como Na+ e Cl - , existem os íons 
poliatômicos como NO3
-, (íon nitrato) e SO4
- (íon sulfato). 
 
Íons e compostos iônicos 
 
• Muitos átomos ganham ou perdem seus elétrons para que 
fiquem com o mesmo número de elétrons do gás nobre mais 
próximo deles na tabela periódica. 
 
 
 
• Os elementos da família dos gases nobres são quimicamente 
pouco reativos e formam pouquíssimos compostos. Isso se 
deve aos arranjos dos seus elétrons serem muito estáveis. 
Íons e compostos iônicos 
 Exemplos: 
 
• A perda de um elétron do átomo de sódio deixa-o com um 
mesmo número de elétrons do átomo neutro de neônio (n° 
atômico = 10). 
 
 
• O ganho de um elétron do átomo de cloro deixa-o com o 
mesmo número de elétrons do átomo neutro de argônio (n° 
atômico = 18). 
Íons e compostos iônicos 
Compostos iônicos 
Figura 7. Transferência de elétrons entre os átomos de sódio e cloro, 
formando o composto iônico cloreto de sódio. 
 
Estrutura eletrônica 
 
 Configuração eletrônica 
 
 Compreende a distribuição dos elétrons de um átomo ou de um 
íon por nível de energia. 
 
 
Configuração eletrônica 
Orbital molecular – é uma função matemática que descreve 
tendências a um comportamento de uma nuvem eletrônica 
em uma molécula. 
• A eletrosfera está dividida em 7 camadas designadas por: 
 K, L, M, N, O, P, Q ou pelos números n = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7. 
 
1 - Número quântico principal (n) - indica o nível de energia do 
elétron no átomo (número de camadas). 
• O número máximo teórico de elétrons em cada nível de 
energia é dado pela seguinte equação: . 
 Equação de Rydberg: X= 2n2 
Configuração eletrônica 
K 
 
L M N O P Q 
2 
 
8 18 32 50 72 98 
2- Número quântico secundário ou azimutal (l) - estuda os 
subníveis presentes nas camadas (K, L, M....). Uma camada de 
numero n será subdividida em subníveis: s, p, d, f. 
 
 
 
 
Configuração eletrônica 
Subnível Numero quântico 
secundário (l) 
Máximo de 
elétrons 
s 0 2 
p 1 6 
d 2 10 
f 3 14 
Distribuição dos elétrons nos subníveis 
 
• Os subníveis são preenchidos na ordem crescente de energia. 
 
• Linus Pauling descobriu que a energia dos subníveis crescem na 
ordem:Configuração eletrônica 
• Regras de distribuição dos elétrons nos orbitais atômicos. 
a) Sempre preencher um subnível antes de colocar elétrons no próximo 
subnível; 
b) Ao preencher um subnível, cada orbital desse subnível recebe 
inicialmente apenas um elétron, somente depois de o último orbital 
desse subnível ter recebido seu primeiro elétron começa o 
preenchimento de cada orbital semi-cheio com o segundo elétron 
(regra de Hund); 
c) Quando existem dois elétrons em um orbital, deve-se indicar com 
setas (a primeira apontando para cima e a segunda para baixo) que 
ambos possuem spin contrários (princípio de exclusão de Pauli). 
 
Configuração eletrônica 
Distribuição eletrônica 
• Sabe-se que a distribuição eletrônica para o átomo de Cobre 
(número atômico 29) termina no subnível 3 d9, veja: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
• Número quântico principal (n) = 4, pois a última camada 
preenchida foi a N. O número quântico secundário é 2, porque o 
último subnível a receber elétrons foi o d. 
 n=4 l = 2 
Distribuição eletrônica