2 QB1 Atomos, Moleculas e Ions

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Julgavam os antigos gregos que toda a matéria era formada por 
partículas invisíveis e indivisíveis. Estas partículas constituíam a 
unidade fundamental da matéria, sendo chamada de átomo, ou seja 
não divisível.
3. ÁTOMOS, MOLÉCULAS E ÍONS
ÁTOMO é a menor partícula que identifica
um elemento químico
3.1. ÁTOMOS
(A = não ; Tomo = divisão)
A HISTÓRIA DO ÁTOMO
1932192619241913
ÓRBITAS 3º 
MODELO
1911
ELÉTRON 2º 
MODELO
18971876V III
ELEMENTOS
18751803 18691850
ELETRÓLISE
1º MODELO 1ª TABELA 
PERIÓDICA
RAIOS 
CATÓDICOS
1895
PRÓTON
RAIOS X
NÍVEIS DE 
ENERGIA
PARTÍCULA-
ONDA
PRINCÍPIO DA 
INCERTEZA
NEUTRON
1938 1949
FISSÃO 
NUCLEAR
1905
RELATIVIDADE
Tales 
(625-558 a.c.)
Anaxímenes
(585-528/5 a.c.)
“Tudo provém 
do ar e 
retorna ao ar”.
Origem 
única de 
todas as 
coisas 
(arché): 
"Tudo é 
água"
Jenófanes 
(570-475 a.c.)
TERRA, ÁGUA, AR e 
FOGO, seriam os 
componentes últimos das 
coisas, ora reunidos sob a 
atração do Amor, ora 
separados pela força da 
Discórdia (ou do Ódio), os 
dois princípios cósmicos 
fundamentais.
QUATRO 
ELEMENTOS
Empédocles 
(490-430 a.c.)
O atomismo dos antigos gregos se apoia num raciocínio lógico de acordo com o que se
observa da natureza. Os gregos não se preocupavam em ver os átomos, no sentido de testar
seus efeitos; pelo menos não faziam disso uma condição fundamental para se certificar de sua
existência.
“Todas as 
coisas, inclusive 
o homem, são 
formados de 
terra e ar”.
AGUA AR AGUA+TERRA
Os filósofos gregos foram os primeiros a propor ideias
sobre a natureza da matéria
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John Dalton 
(1766-1844)
1.Todo átomo é uma minúscula partícula
indestrutível com massa e dimensões constantes.
2.Os átomos do mesmo elemento químico são
idênticos entre si.
3.Os diversos átomos existentes podem combinar-
se dando origem a diferentes espécies químicas.
MODELO ATÔMICO DE DALTON (1808)
“Bola de Bilhar” - Esférico, maciço, indestrutível, indivisível, 
homogêneo e neutro;
Base: leis ponderais da química
Pontos + : explicava todos os
fenômenos físico-químicos na
época, além das leis
fundamentais da
estequiometria
Pontos – : o átomo não é
indivisível e os átomos de um
elemento não são idênticos
Só houve progresso no estudo da natureza atômica quando se 
entendeu a natureza da eletricidade
Raios Catódicos Tubos de vidro com uma peça de metal (eletrodo) em 
cada extremidade
Qdo se aplicava uma alta voltagem e o ar era 
parcialmente removido do tubo: descarga elétrica e o 
gás residual iluminava-se
Qdo todo o gás era removido do tubo: descarga 
elétrica, mas sem efeito luminoso
Catodo
Tubo a baixa pressão
Raios Catódicos invisíveis
Anodo
Fonte de
alta tensão
Anteparo de sulfeto
de zinco (ZnS) para
detectar a presença
dos raios catódicos
Fenda
Qdo se colocava um anteparo:
Brilhava do lado voltado para 
o eletrodo negativo (cátodo)
A descarga se originava no
cátodo e fluia para o ânodo
(positivo)
Raios Catódicos
MILLIKAN (1909) – determinou a carga do elétron por meio da experiência da 
gota do óleo, na qual demonstrou a natureza corpuscular da eletrecidade
Movimento da partículas líquidas eletrizadas em um campo elétrico
eˉ = 1,6x10-19C
EXPERIÊNCIA
Introduziu óleo (gotículas) em uma câmara
Câmara: 2 placas metálicas paralelas
Placa Superior: orifício
Entre as placas: Feixe de Raios-X em um
tempo t: agentes ionizadores gerando
elétrons livres
Aplicar carga elétrica as placas : +
superior e – inferior: a queda das gotas
era reduzida ou interrompida
A carga das gotas era sempre um múltiplo de 1,6x10-19C
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Goldstein (1909) – descoberta do próton por meio de modificações no tubo de 
raios catódicos
Com o choque, as moléculas do gás perdem um ou mais elétrons,
originando íons positivos (em azul escuro) que repelidos pelo ânodo,
são atraídos pelo cátodo
Prótons
Carga + e 1836 vezes mais pesado que o eˉ
pudim de passas
Modelo Atômico de Thomson (1898)
“O átomo é uma esfera maciça com carga
positiva. Os elétrons estão presos à superfície
da esfera e contrabalançam a carga positiva.
Pontos + - introduziu a noção de átomo divisível e a existência de uma carga +
Pontos – - não explicava : a emissão de luz por corpos aquecidos; aspecto dos
espectros óticos descontínuos; espalhamento de partículas α por lâminas
metálicas
1871 - 1937 1885 - 1962
MODELO ATÔMICO DE RUTHERFORD-BOHR (1911)
RUTHERFORD
BOHR
Modelo Planetário
A maior parte do átomo era espaço vazio, estando a carga positiva
localizada no núcleo (ponto central do átomo), tendo este a maior parte
da massa do átomo. Os elétrons estariam girando em torno do núcleo.
Os elétrons do átomo gravitam ao
redor do núcleo segundo
circunferências com velocidades que
variam de acordo com seus raios.
Núcleo = Sol Elétrons = astros 
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Pontos + - existência de um núcleo positivo e pequeno
Pontos – não obedece a Teoria Clássica da Radiação de Maxwell
r ~ 10-13 cm
Oe elétrons deveriam emitir luz de
modo contínuo durante o seu
movimento
1 - Os elétrons descrevem órbitas circulares de raios bem definidos (r1,
r2,...) em torno do núcleo e com energias diferentes.
2 - Aos elétrons só são permitidas certas órbitas, as que possuem energia
fixa (E1" r1, E2" r2, ...)
3 - Quando um elétron passa de um estágio de menor energia (mais
próxima ao núcleo) para ocupar uma órbita mais externa (com maior
energia) ele precisa de uma energia adicional (E = h.n ; energia do fóton)
4 - O momento angular do elétron é decorrente de sua órbita em torno do
núcleo (m.r.v = n.h/2π)
Modelo de Bohr (1913)
Postulados
Pontos + - resolveu o problema do colapso do átomo
Pontos –
O momento angular do elétron é fixo
mas não da maneira proposta por
Bohr
Postulado 1 – completamente errado
Postulado 4 – parcialmente certo
Não explica a transição
eletrônica dos elementos mais
pesados
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Prótons – partículas dotadas de massa e carga positiva.
Nêutrons – partículas com aproximadamente a mesma 
massa dos prótons mas sem carga elétrica.
Elétrons – são partículas de massa desprezível e carga 
negativa e que giram em torno do núcleo.
ÁTOMO
NÚCLEO
ELETROSFERA – ELÉTRONS (e)
PRÓTONS (p)
NEUTRONS (n)
RELEMBRANDO
O número de nêutrons, no entanto, pode ser diferente do 
número de elétrons e de prótons.
NÚMERO DE MASSA (A).
É a soma do número de prótons e de nêutrons existentes no 
núcleo de um átomo. 
A = p + N
NÚMERO ATÔMICO (Z)
É o número de prótons existentes num átomo.
Z = p então: A = Z + N
Em um átomo no estado fundamental (isto é, em seu estado original), o
número de prótons é igual ao número de elétrons.
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Ca
Ca
Ca
Quando um conjunto de átomos apresenta o mesmo número 
atômico, dizemos que eles formam um elemento químico.
ELEMENTO QUÍMICO é o conjunto de átomos com o mesmo 
número atômico.
Todos esses átomos possuem as mesmas propriedades químicas.
SÍMBOLO é a representação gráfica de um elemento químico.
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.
Exemplos:
Ao representar um átomo, os químicos convencionaram escrever o número
atômico na parte inferior esquerda do símbolo e o número de massa na parte
superior esquerda.
Cada porção de um determinado elemento consiste de uma reunião de átomos 
iguais. O símbolo Fe pode indicar:
1 átomo de ferro, ou,
o elemento ferro, ou seja, um conjunto de unidades idênticas (átomos) que 
se repetem em toda a extensão e que sempre guardam as propriedades da 
amostra original.
Um átomo pode ter no máximo sete camadas eletrônicas. 
Cada uma delas é designada por uma letra.
CAMADAS ELETRÔNICAS
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De modo geral, os átomosnão apresentam todas as sete camadas eletrônicas.
A última camada nunca tem mais de 8 elétrons e as camadas K e Q só podem ter 2 
elétrons.
Exemplos:
Átomo de Carbono: Z = 6 ; A = 12
K = 2 ; L = 4
ATENÇÃO
K = 2 ; L = 8 ; M = 8 ; N = 2 
Átomo de Cálcio: Z = 20 ; A = 40
Para fazer a distribuição dos elétrons de um átomo devemos observar que:
. A penúltima camada tem no máximo 18 elétrons. 
. A última camada tem no máximo 8 elétrons; se a última camada for a camada K, está 
terá no máximo 2 elétrons.
Se ao fazer a distribuição eletrônica a última camada ficar com:
. Mais de 8 elétrons e menos que 18, esse número é cancelado e em seu lugar se 
coloca o número 8; a diferença é então passada para a camada seguinte;
. Mais que 18 elétrons, esse número é cancelado e em seu lugar se coloca 18;
a diferença é passada para a camada seguinte.
REGRA PRÁTICA
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1. CÁLCIO (Ca): Z = 20
Como a última camada não pode ficar com 10 e-, refazendo a distribuição 
temos:
2. IODO (I): Z = 53
K L M N
2 8 8 2
K L M
2 8 10
K L M N 
2 8 8 25 
K L M N O
2 8 8 18 7
APLICANDO A REGRA:
3. RÁDIO (Ra): Z = 88
ATENÇÃO:
Essa regra de distribuição de elétrons não é válida para 
todos os tipos de átomos, como por exemplo, Fe (Z = 26), 
Cu (Z = 29) , Zr (Z = 40), que são elementos de transição. 
K L M N O
2 8 18 32 28
K L M N O P Q
2 8 18 32 18 8 2
APLICANDO A REGRA:
As camadas eletrônicas equivalem ao número quântico principal (n), que 
caracteriza fundamentalmente a energia do elétron e vale de 1 a 7.
Esses níveis de energia são formados por subníveis designados pelas 
letras s , p , d , f.
Camada K é formada pelo subnível s
Camada L é formada pelos subníveis s e p
Camada M é formada pelos subníveis s, p e d
Camada N é formada pelos subníveis s, p, d , f
e assim por diante ....
DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA EM ÁTOMOS NEUTROS
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:
Cada nível comporta um número máximo de elétrons e, dentro de cada nível,
cada subnível também apresenta um número máximo de elétrons, que é
representado como expoente da letra que identifica o subnível.
Subnível N0 máximo de elétrons
s 2
p 6
d 10
f 14
1s2 nível K, subnível s com 2 elétrons
2p5 nível L, subnível p com 5 elétrons
4d9 nível N, subnível d com 9 elétrons
5f12 nível O, subnível f com 12 elétrons
Cada subnível comporta um número máximo de elétrons
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10.
ordem crescente de energia
DIAGRAMA DE LINUS PAULING
Utilizando o diagrama de Linus Pauling, podemos distribuir 
os elétrons de um átomo:
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Resumindo:
Energia:
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Em determinadas circunstâncias, átomos podem ganhar ou perder
elétrons. Quando isso acontece, sua carga total deixa de ser zero, ou 
seja, o átomo deixa de ser eletricamente neutro e passa a ser dotado 
de carga elétrica.
Diz-se então que o átomo transformou-se em um íon.
Positivo → cátion
Negativo → ânion
ÍON
3.2 ÍONS
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EXEMPLOS:
Os íons monovalentes, isto é, que possuem apenas uma carga 
elétrica, são representados como por exemplo: 
Os íons bivalentes ou divalentes (2 cargas), trivalentes (3 
cargas) e tetravalentes (4 cargas) são representados como por 
exemplo: 
Cl- e Na+
O2- , Al3+ e Pb4+
ATENÇÃO
DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA DE ÍONS
1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
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cátions → são menores que os átomos
neutros que lhe deram origem.
ânions → são maiores que os átomos
neutros que lhe deram origem.
Em um cátion, a saída de elétrons reduz as repulsões entre os que ficam.
Assim, o núcleo (positivo) consegue atrair efetivamente com maior intensidade
esses elétrons remanescentes e, assim, a eletrosfera “encolhe”.
Nos ânions, acontece o inverso; a entrada de elétrons aumenta a repulsão
entre eles e a eletrosfera “incha”.
TAMANHO DOS ÍONS
íons
É a menor porção de uma substância formada por átomos.
A molécula de água é formada pelos elementos hidrogênio 
e oxigênio na proporção 2:1, respectivamente e pode ser 
representada por meio de uma fórmula.
FÓRMULA é a representação gráfica de uma molécula
3.3. MOLÉCULA
Após a leitura do texto você já terá condições de resolver os exercícios abaixo.
1. Conceitue átomo.
2. Explique a estrutura do átomo segundo o modelo de Rutherford-Bohr.
3. Conceitue elemento químico.
4. Qual a maneira usada para se representar os átomos dos elementos químicos?
5. Conceitue número atômico.
6. Estabeleça a diferença entre ânion e cátion.
EXERCÍCIOS