teoria atomica parte 1

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Teoria Atômica 
Conceitos fundamentais 
• O que é o número atômico (Z)? 
Corresponde ao número de prótons existentes no 
núcleo de um átomo. 
 
• Número de massa (A)? 
É a soma do número de prótons e nêutrons de um átomo. 
 
• Massa atômica? 
• Corresponde a media ponderada da soma das massas de 
todos os isótopos de um elemento químico. 
Formulas 
• Para calcular Z de um átomo: 
 
P = Z P = Z = e Z = A – n 
 
• Para calcular A de um átomo: 
 
A = p + n 
 
• Para calcular A de um átomo: 
 
n = A - Z 
 
 
 
Renata.almeidaxm 
EXERCÍCIO 
• Se número de nêutrons do átomo X é igual a 12 e 
seu número de massa (A) é 30, qual o valor do 
número atômico desse elemento e qual elemento 
é esse? 
 Z = 18 e X = Ar 
 
• Qual o número atômico e o número de massa do 
átomo Y constituído de 17 prótons, 17 elétrons e 
18 nêutrons? 
Z = 17 e A = 35 
 
• IsotoPo: Apresenta o mesmo número 
de prótons 
 
• IsobAro: Apresenta mesmo número de 
massa (A) 
 
• IsotoNo: Apresenta a mesma 
quantidade de nêutrons 
Isótopos 
• Possuem as mesmas 
propriedades químicas, 
porem as físicas são 
diferentes. Podem 
também ser radioisótopos 
como o C14. 
• Alumínio 26 é abundante 
no espaço em supernovas. 
Isóbaro 
• Elementos diferentes com mesmo número de massa. 
• Átomos radioativos instáveis a nível nuclear emitem 
partículas e/ou ondas eletromagnéticas (alfa, beta e 
gama) na busca de estabilidade. 
• Emissão de elétron ou um pósitron. 
Isotono e isoeletrônico 
• Elementos diferentes com o mesmo número de 
nêutrons. 
 
• Cálcio40: A - Z = N; 40 - 20 = 20 
Cloro37: A - Z = N; 37 - 17 = 20 
 
• Mesmo número de elétrons: 
 (10
20Ne) e o cátion de sódio (11
23Na+1). 
Renata.almeidaxm 
Leis Ponderais 
• Relacionam as massas das substâncias, reagentes e 
produtos participantes de uma reação química. 
 
Lavoisier e a conservação das massas 
• Era fiscal de impostos da 
França – Ferme Generale. 
• Casou-se aos 29/13 anos 
esposa. 
• Descobriu que o diamante é 
constituído de carbono. 
• Viveu na época da Bastilha. 
• Comprovou a existência do 
Oxigênio. 
• Thomas Edson e Benjamin 
Franklin. 
1743- 1794 
Teoria dos 4 elementos 
• Empédocles V a.C 
• Foi influenciado por Pitágoras 
• O mundo físico – 5 mil versos 
• Um dos primeiros a pensar no conceito de evolução 
• Morreu tentando provar ser imortal 
 Renata.almeidaxm 
Aristotéles 
• Alexandre o Grande foi seu discípulo 
• Adicionou qualidades aos 4 
elementos de Empedócles 
• Um elemento podia se transformar 
em outro adicionando ou retirando 
uma de qualidades. 
• O mundo é composto de qualidades 
• O movimento do mundo era devido 
aos elementos 
• 5º elemento – Éter (vácuo) 
• Geocentrismo 
ALQUÍMIA 
• Khemeia (Au, Ag, Cu, Fe, Sn, Pb e Hg) 
• Surgimento da astrologia – A terra se relacionava 
com o cosmo. 
• Arte hermética – Thot – Sabedoria – Hermes 
• Os 4 elementos não eram fixos 
• Transmutação do ouro 
• Elixir da vida e pedra filosofal 
• Ocidente – ouro e Oriente - elixir da vida 
 
Curiosidade 
• Al Razi descreveu o processo de 
criação do gesso e de como usá-
lo para curar ossos fraturados 
• Distinguiu o sarampo da varíola 
• Foi o primeiro a classificar as 
substâncias em animal, vegetal e 
minerais. 
• Também classificou os materiais 
em “corpos” (metais), pedras, 
sais e espíritos (líquidos 
voláteis) 
• Morreu cego por causa de um 
livro 
Por que é impossível 
transmutar água em terra? 
Flogístico 
• De onde vem o fogo? 
Renata.almeidaxm 
A descoberta do Oxigênio 
• Johann Becher – A Physica subterranea (1667) 
 
• As substâncias sólidas eram dividias em três tipos: 
Terra fluída: Mercúrio (fluidez e volatibilidade) 
Terra lapida: Solidificador (fusão) 
Terra pingus: Terra Gorda. (combustão) 
 
• Segundo Becher as substâncias liberam terra pingus 
para se converter em cinzas 
• O ar era responsável por transportar o flogístico 
• O flogistico explicava o porque metais enferrujavam, 
segundo Stahl. 
• Era a chave de toda mundança química 
• Flogístico do grego “phlogios” -ígneo 
• Então enferrujamento seria o mesmo que 
combustão? 
• A ferrugem seria a combustão numa velocidade 
lenta? 
“O metal quando enferrujado pesa mais do que o original” 
 
Pristley provou que o ar era desflogísticado em seus 
experimentos com mercúrio 
 
• O flogístico era imaterial como o calor e fluía de uma 
substância para outra 
• Haviam dois tipos de flogístico, os com peso (papel) e 
os de peso negativo (metal) 
• Lavoisier constatou que o metal se combinava com 
com uma substância dotada de peso, e que era 
constituinte do ar. 
Renata.almeidaxm 
• Lavoisier constatou que o ar desflogisticado estava 
em todo lugar. 
• Oxy do grego ácido e gen – gerador ou produtor. 
(ERRADO!) 
 
Exercício 
• Ufscar-SP) Até 1772, acreditava-se que o fogo era um 
elemento químico Foi quando um cientista nascido 
em 1743 e guilhotinado em 1794, durante a 
Revolução Francesa, transformou a pesquisa química 
de qualitativa em quantitativa, formulando 
explicitamente a Lei da conservação da matéria Esse 
cientista, também conhecido como o pai da química 
moderna, é: 
 
a) John Dalton 
 b) Linus Pauling 
 c) Robert Boyle 
d) Antoine Lavoisier 
e) Niels Böhr 
ABRACADABRA! 
• Mágica? 
• Um pokemon? 
• Um amuleto na cura de doenças? 
Grego: XA∆ 
• X = Salvação (vem) 
• A = do (origem) 
• ∆ = Conhecimento 
 
• Hebraico: ABPA 
• A- Ab: Pai 
• B – Ben: Filho 
• P: Rovakh : Espiríto (Santo) 
 
ABPA XA∆ ABPA 
Conservação da massa - 1773 
• “Na natureza nada se cria nada se perde, tudo se transforma.” 
 
 
 
• Em um sistema fechado, a massa total dos reagentes é igual a 
massa total dos produtos 
Proust e as proporções constantes 
• A lei de Proust foi criada por Dalton, 
mas ele foi quem fez os 
experimentos. 
 
• Um composto químico contém 
sempre os mesmos elementos nas 
mesmas proporções, em massa. 
 
• Durante o bloqueio continental, foi 
convidado por Napoleão I, na França, 
para fundar uma fábrica de açúcar. 
1754-1826 
Proporções constantes - 1799 
• Independentemente do processo usado a composição em massa de toda 
substância será constante. 
 
• Uma mesma substância tem sempre a mesma composição qualitativa e 
quantitativa 
 
• Essa lei só equivale para compostos estequiométricos (0.83 e 0.95 de Fe 
em FeO) 
 
 
 
 
 
Água Hidrogênio Oxigênio 
100% 11.1% 88.9% 
100g 11.1g 88.9g 
Renata.almeidaxm 
Exercício 
• (UFSCar-SP) Durante uma aula de laboratório, um estudante queimou ao ar 
diferentes massas iniciais (mi) de esponja de ferro. Ao final de cada experimento, 
determinou também a massa final resultante (mf). Os resultados obtidos estão 
reunidos na tabela a seguir. Admitindo que em todos os experimentos a queima 
foi completa, o estudante fez as três afirmações seguintes. 
 
I) A Lei da Conservação da Massa não foi obedecida, pois a massa final 
encontrada para o sistema em cada experimento é sempre maior que sua massa 
inicial. 
II) O aumento de massa ocorrido em cada experimento se deve à transformação 
de energia em massa, tendo se verificado a conservação da soma (massa + 
energia) do sistema. 
III) A relação constante obtida entre a massa final e a massa inicial do sistema 
(mf/mi), em cada experimento realizado, permite afirmar que, dentro do erro 
experimental, os dados obtidos estão de acordo com a Lei das Proporções 
Definidas. 
Dentre as afirmações apresentadas, o estudante acertou:a) I, apenas b) II, apenas c) III, apenas d) I e II, apenas e) I, II e III 
Dalton e as proporções múltiplas 
• Era pobre 
• Deu sua primeira aula aos 12 
anos 
• Ganhava um dólar por 
semana dando aulas de 
matemática 
• Os daltônicos veem, em 
média, entre 500 a 800 
cores 
• Calculou os pesos atômicos 
1766 - 1844 
Proporções múltiplas 
• Baseada na lei de Proust 
 
• Se a massa de um elemento permanecer fixa a do outro 
variará em números inteiros múltiplos. 
Exercício 
• O cálcio pode reagir com o oxigênio, originando óxido de cálcio 
(cal virgem) ou peróxido de cálcio. 
 
 
 
 
 
• Sabendo que a proporção das massas de oxigênio é de 1:2, a 
reação de 20g de Ca consumiria qual massa de oxigênio na 
formação do Peróxido de Cálcio? Qual massa será produzida 
na reação? 
16g e 36g 
Cálcio + Oxigênio → 
 
Cal virgem 
1º experimento 20g 8g 28g 
Cálcio + 
 
Oxigênio → 
 
Peróxido de 
cálcio 
2º Experimento 20g Xg Yg 
Gay-lussac e volumes 
• Fez pesquisas com H e O 
• Unidade de medida de volume 
de álcool (GL) 
• Recordista do mais alto voou 
de balão à 4mil metros de 
altura em 1804. 
• Confrontou a lei de Dalton com 
sua lei da expansão dos gases, 
que foi posteriormente 
explicado por Avogadro. 
1778 - 1850 
Lei volumétrica de Gay-lussac 
 
• Nas mesmas condições de T e P, os volumes dos gases 
participantes de uma reação têm entre si uma relação de 
números inteiros e pequenos. 
• Quaisquer gases medidos na mesma temperatura e pressão 
possui e que possua o mesmo nº de moléculas ocupam 
volumes iguais. 
Hidrogênio + 
 
Oxigênio → Água 
 
1º Experimento: 2 L 1 L 2 L 
2º Experimento: 4 L 2 L 4 L 
3º Experimento: 8 L 4 L 8 L 
4º Experimento: 16 L 8 L 16 L 
 
• Lussac : 2 H : 1 O : 2 H2O 
 
• Dalton : 2H : 1 O: 3 H2O 
 
• “O volume dos produtos na reação deveria ser igual à soma dos volumes 
dos reagentes” 
 
 
• Resumo: A proporção volumétrica dos gases em uma 
reação são volumes medidos na mesma pressão e 
temperatura e são constantes. 
 
 
K = P . T 
 
Exemplo: N2 + 3H2 → 2NH3 
 
 
 
Renata.almeidaxm 
Exercício 
• Dada a equação: 
 
2 Cl2O5 → 2 Cl2 + 5 O2 
 
Qual é o volume de oxigênio obtido a partir de 
12 L de Cl2O5, ambos a P e T constantes? 
 
a) 5 L 
b) 12 L. 
c) 15 L. 
d) 25 L. 
e) 30 L. 
• Verifique qual dos volumes que participam 
da reação química apresentada, nas mesmas 
condições de temperatura e pressão, não 
obedece às leis volumétricas de Gay-Lussac: 
 
a) 2,72 L de N2 + 8,16 L de H2 → 5,44 L de NH3 
b) 2,26 L de N2 + 6,78 L de H2 → 4,52 L de NH3 
c) 1,36 L de N2 + 4,08 L de H2 → 2,72 L de NH3 
d) 1,23 L de N2 + 4,08 L de H2 → 2,72 L de NH3 
e) 4,8 L de N2 + 14,4 L de H2 → 9,6 L de NH3 
 
Avogadro e o mol 
• Não descobriu o nº de mol 
 
• Descobriu que N, O e H eram 
diatômicos 
 
• Jean Baptiste Perrin ganhou o 
premio nobel de Física após chegar a 
conclusão de que o valor do número 
de Avogadro estaria entre 6,5 x 
1023 e 7,2 x 1023moléculas 
1776 - 1856 
Fim do confronto Dalton x Lussac 
“Volumes de gases nas 
mesmas condições de 
Temperatura e Pressão 
 apresentam o mesmo 
número de moléculas.” 
Renata.almeidaxm 
Constante de Avogadro 
• Mol corresponde a quantidade de espécies químicas 
contidas em uma molécula de qualquer substância. 
 
• Um mol corresponde ao número de átomos contidos em 
doze gramas de carbono-12 puro. 
 
• Essa constante permite estabelecer conversões entre a 
grama e a unidade de massa atômica. 
 
1mol = 6,02 × 1023 
 
 
 
Mas por que C12? 
Como eram medidos os pesos 
atômicos antigamente? 
• Devido a falta de recursos, a maioria dos cientistas dos 
séculos passados não podiam calcular o peso de um 
elemento, fazia-se uso da massa relativa comparada ao 
átomo de H. 
 
• 1804 - Através de seus experimentos com a lei das 
proporções multiplas Dalton usou o Hidrogênio como 
padrão. 
 
• 1814 - Berzelius sugere o Oxigênio como padrão 
 devido sua abundância 
• Os pesos atômicos atuais só foram calculados após a 
descoberta do verdadeiro número de Avogadro. 
 
• “Durante uma reação química os átomos conservam sua 
individualidade” – Atomismo de Dalton. 
 
• Dalton: 2H : 1 O: 3 H2O ! 
 
• Uma coisa era certeza: Todos os átomos de um mesmo 
elemento eram idênticos e seguiam proporções definidas. 
 
Utilizando a lei dos 
gases Dalton calculou 
a densidade das 
substâncias gasosas e 
achou seus pesos 
atômicos relativos. 
• Densidade H: 0,0695 e peso atômico 1 
 
• Para se determinar o peso relativo devia se combinar o 
elemento desejado com o padrão. 
 
• Berzelius ao sugerir o oxigênio indicou-lhe a massa 100 
como referência, já que ele formava mais compostos do 
que o Hidrogênio. 
 
• Em 1865 Stas sugeriu o padrão O16 que foi utilizado até 
1960. 
Renata.almeidaxm 
• Os elementos são uma mistura de átomos de diferentes 
pesos. 
 
• 1960 - União de padrões físicos e químicos e adoção do 
carbono 12u. 
 
• “O peso atômico de um elemento é a razão da massa média 
por átomo do elemento e ½ da massa do C12. 
Calculando a massa atômica 
Renata.almeidaxm 
Átomo-grama e molécula-grama 
• Átomo- grama corresponde a massa em gramas, de 6,02 x 
1023 átomos de um mesmo elemento. 
 
Ma = 23 u.m.a. = M (massa de seus átomos). 
Sódio = átomo mg = 23g = massa de 6,02 x 1023 átomos de Na. 
 
• Molécula-grama é a massa, em gramas, de 6,02 x 1023 
moléculas de uma substância. 
 
H20 MM = 16 u.m.a. = corresponde a uma molécula de H2 O. 
molécula-grama =18g - massa de 6,02 x 1023 moléculas de H2 O. 
 
Atomicidade 
 
• Corresponde ao número de átomos contidos numa 
molecula. 
 
 
 
H2SO4 
2 
1 
4 
Atomicidade: 7 
Nº de elementos químicos: 3 
Exercício 
• Prediga a atomicidade dos compostos 
abaixo: 
 
a) H3PO4 
b) Cl2 
c) CO2 
d) Ca(OH) 2 
e) CaS04 
 f) NaBr 
 
Formula centesimal (percentual) 
Indica a porcentagem em massa de cada elemento que 
constitui uma substância 
 16 ----------- 100% 
 12 ------------ x 
 16 ----------- 100% 
 4 ----------- x C H4 
16g/mol 
 
CH4 
 
75% de Carbono 
 
25% de Hidrogênio 
 
Exercício 
• Calcule a formula percentual: 
 
a) (NH4) 2SO4 
b) NH4NO3 
c) CO(NH2)2 
d) Ca(OH) 2 
 
Formula mínima (Empírica) 
Indica a menor proporção, em números inteiros de mol, dos 
átomos dos elementos que constituem uma substância. 
 
Exemplo: 
Uma amostra contém 1.84g de Na, 1.24g de P, e 2.24g de O. 
(dados: Na = 23, P = 31 e O = 16). Qual a formula mínima 
desse composto? 
Renata.almeidaxm 
• 1º Passo: Determinar o número de mol de cada elemento 
 
 
 
 
 
 
 
• 2º Passo: Dividir os resultados pelo menor valor 
0,08 mol de Na 
0,04 mol de P 
0,14 mol de O 
Na = 2 
O = 1 
P = 3.5 
• 3º Passo: Se o valor não for inteiro todos os valores devem ser multiplicados 
por um mesmo número de modo a obter a menor proporção possível. 
 
 
Na P O 
2 mol 1 mol 3.5 mol 
x2 x2 x2 
4 mol 2 mol 7 mol 
Na4P2O7 
Renata.almeidaxm 
Exercício 
O óleo de fígado de bacalhau é uma grande fonte de Beta 
caroteno, que é precursor da vitamina A. Essa vitamina 
tem papel essencial na visão. Uma amostra de 14,3g 
apresenta o seguinte número de mol de átomos. 
(C= 1mol, H= 1.5mol, O= 0.05mol) 
 
Determine a formula mínima da vitamina A.C20H30O 
Formula molecular 
• Indica a quantidade real de átomos que existem numa molecula 
de uma determinada substância 
 
• 1º método: A partir da formula mínima 
Um hidrocarboneto, obtido a partir do petróleo, apresenta fórmula mínima CH e 
massa molecular 78. Determine a formula molecular desse hidrocarboneto 
CH 
(CH)n 
MM = 13g/mol 
MM = 78g/mol 
C6H6 
 
• 2º metodo: 
 
A partir da % em massa para 100g (Vitamina C = 176g/mol) 
 
 40,9% de Carbono = 40,9g 
100g 54,6% de Oxigênio = 54,6g 
 4,55% de Hidrogênio = 4,55g 
 
 Formula mínima Formula molecular 
C3H4O3 
 
C6H8O6 
 
PASSO A PASSO 
 
1. Dividir a % em massa pela massa molar para obter o número 
de mol 
2. Se for números com valores não inteiros dividir pelo menor 
valor entre os nº de moles 
3. Por fim, multiplique por um número pertinente e divida a 
massa da F.Min pela real 
• 3º método: 
 
Relacionar a massa e fazer regra de três 
 
C = 40,9% 
H = 4,55% 
O = 54,6% 
 
 12x 1y 16z 
Cx Hy Oz 
Cx 
176 ----------------- 100% 
12x ----------------- 40,9% 
Hy 
176 ----------------- 100% 
1y ------------------ 4,55% 
Oz 
176 ----------------- 100% 
16z ----------------- 54,6% 
Listas exercícios: 
Leis ponderais: 
http://www.portalmedquimica.com.br/arquivos/Lista-1-Geral-Al 
http://www.agracadaquimica.com.br/quimica/arealegal/pdf/148.pdf 
ITA: 
http://quimicafarah.com.br/Lista-de-Calculos-Estequiometricos-SUPER-
2012.pdf 
Formula mínima e percentual: 
http://www.quimicaparaovestibular.com.br/cariboost_files/20_20F_C3_B3rm
ulas_20_molecular_20-_20m_C3_ADnima_20-_20percentual_.pdf 
Lei volumétrica: 
http://exercicios.brasilescola.uol.com.br/exercicios-quimica/exercicios-sobre-
leis-volumetricas.htm