Aula 1 - Modelos atômicos - Ligação química

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Modelos atômicos e 
ligações químicas
Profº Ênio Bruce
eniobruce@hotmail.com
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http://abre.ai/bruce
Conteúdo programático
Bibliografia
O que é um átomo?
✓O átomo é a unidade
fundamental da matéria, é a
menor fração capaz de identificar
um elemento químico.
✓Ele é formado por um núcleo,
que contém nêutrons e prótons,
e por elétrons que circundam o
núcleo.
Elétrons
Eletrosfera
Núcleo 
( prótons + nêutrons)
Curiosidades
Se 100 milhões de pessoas
se reduzissem ao tamanho
de átomos, formavam uma
fila de apenas 1cm.
Um ponto final pode
conter mais de 3
milhões de átomos.
Modelos atômicos
Modelos atômicos
Thomson
1856 - 1940
Rutherford
1871 - 1937
Bohr
1885 - 1962
Dalton
1766 – 1844
Schrödinger
1887 - 1961
Modelo de Dalton
A matéria é composta por pequenos
corpúsculos, que não se subdividem – os
átomos;
Os átomos do mesmo elemento são iguais
entre si – têm a mesma massa;
A matéria é formada pela união de
diferentes átomos em proporções definidas.
Bola de Bilhar
Modelo de Thomson
✓ Thomson realizou uma série de
experiências utilizando um tubo de raios
catódicos (tubo semelhante aos tubos
existentes no interior dos televisores).
✓ Neste tubo, eram efetuadas descargas
eléctricas através de um gás rarefeito.
Modelo de Thomson
Linha reta
Tem massa Raio negativo
Modelo de Thomson
✓ Demonstrou que esses raios podiam ser interpretados como
sendo um feixe de partículas carregadas de energia elétrica
negativa.
✓ Sugeriu que os elétrons eram um constituinte universal da
matéria. Ele apresentou as primeiras ideias relativas à estrutura
interna dos átomos.
✓ Indicava que os átomos deviam ser constituídos de cargas
elétricas positivas e negativas distribuídas uniformemente.
✓ Estabeleceu a teoria da natureza elétrica da matéria.
Pudim de passas
Modelo de Rutheford
✓ Observou que algumas partículas ficavam totalmente
bloqueadas. Outras partículas não eram afetadas,
mas a maioria ultrapassava a folha sofrendo desvios.
✓ Pelas observações, afirmou que o átomo era nucleado
e sua parte positiva se concentrava num volume
extremamente pequeno, que seria o próprio núcleo. Sistema planetário
Modelo de Rutheford-Bohr
✓ Os elétrons que giram ao redor do núcleo não giram ao acaso, mas
descrevem órbitas determinadas.
✓ O átomo é incrivelmente pequeno, mesmo assim a maior parte do
átomo é espaço vazio. O diâmetro do núcleo atômico é cerca de cem
mil vezes menor que o átomo todo. Os elétrons giram tão depressa
que parecem tomar todo o espaço.
Modelo de Rutheford-Bohr
✓ Quando a eletricidade passa através do átomo, o elétron pula para a órbita
maior e seguinte, voltando depois à sua órbita usual.
✓ Quando os elétrons saltam de uma órbita para a outra resulta luz. Bohr
conseguiu prever os comprimentos de onda a partir da constituição do
átomo e do salto dos elétrons de uma órbita para a outra.
Modelo de Rutheford-Bohr
Modelo nuclear
Modelo de Rutheford-Bohr
TAMBÉM ESTE MODELO APRESENTAVA ALGUMAS FALHAS...
Este modelo adequa-se muito bem a átomos com apenas um elétron,
falhando para átomos com vários elétrons;
Este modelo também não explica a interação entre vários átomos.
No entanto, ainda é o modelo mental utilizado por muitos cientistas, 
visto ser de fácil visualização.
Modelo de Schrödinger
Por volta de 1927, os cientistas deixaram de acreditar que o
elétron teria uma trajetória bem definida em torno do núcleo.
Nuvem eletrônica
Schrödinger propôs seu modelo
Nuvem eletrônica
Modelo da nuvem eletrônica
✓ Os elétrons movem-se de forma desconhecida
com velocidade elevadíssima;
✓ O movimento do elétron passou a ser descrito
por uma nuvem eletrônica;
✓ Quanto mais densa é a nuvem, maior é a
probabilidade de se encontrar aí o elétron;
✓ A nuvem é mais densa próximo do núcleo, e
menos densa longe do núcleo.
Ligações químicas
Em que consiste a ligação entre dois 
átomos?
Por que o diamante é duro e o sal não, se ambos são
cristais?
✓ Eles possuem ligações químicas diferentes;
✓ A ligação química que dá origem ao diamante
é a ligação covalente, molecular ou homopolar;
✓ Já a ligação que existe no sal comum de cozinha é
a ligação iônica, eletrovalente ou heteropolar.
Ligação covalente do diamante
O diamante e o grafite
diferem pelo arranjo das
ligações de carbono,
chamada de alotropia
Ligações químicas
METAIS AMETAIS
1A 2A 3A
Perdem elétrons
5A 6A 7A
Ganham elétrons
4A
APENAS COMPARTILHAM
ELÉTRONS
Metais e não metais
Metais Não Metais
Formam substâncias simples Formam substâncias simples
No geral, conduzem corrente 
elétrica e calor
No geral, não conduzem 
corrente elétrica e calor
Podem se transformar em 
lâminas e fios
Não se transformam em 
lâminas e fios
No geral, são sólidos nas 
condições ambientes
São sólidos, líquidos ou gases 
nas condições ambientes
Distribuição eletrônica
Gases nobres: modelo de estabilidade
Gases Nobres K L M N O P
Hélio 2
Neônio 2 8
Argônio 2 8 8
Criptônio 2 8 18 8
Xenônio 2 8 18 18 8
Radônio 2 8 18 32 18 8
Teoria do Octeto
Eu ficaria mais nobre sem 
este meu elétron no 3º 
nível. Se você quiser eu 
lhe dou este meu elétron.
Oba! Obrigado! Estava 
mesmo precisando de 
mais um elétron para 
adquirir estabilidade!
Ligação iônica ou eletrovalente
(metais + ametais ou metais + H)
✓ Como o próprio nome já diz, ligação iônica ocorre com a formação de íons.
✓ A atração entre os átomos que formam o composto é de origem eletrostática.
Sempre um dos átomos perde elétrons, enquanto o outro recebe.
✓ O átomo mais eletronegativo arranca os elétrons do átomo menos eletronegativo.
Ligação iônica e formação de 
íons
11Na: 1s
2 2s2 2p6 3s1 17Cl: 1s
2 2s2 2p6 3s7 
K = 2 L= 8 M = 1 K = 2 L= 8 M = 7 
11Na
+: 1s2 2s2 2p6 17Cl
-: 1s2 2s2 2p6 3s8
K = 2 L= 8 K = 2 L= 8 M = 8
Fórmula de um composto iônico
Para escrever a fórmula de um composto iônico, é preciso
descobrir a carga do íon formada pelos elementos presentes e
levar em conta que a carga total do composto é nula.
[ Cátion x+ ] y [Ânion
y- ] x
O cátion é escrito à esquerda e o ânion, à direita.
[ Ca 2+ ]1 [ F
- ]2 CaF2
Estrutura dos compostos iônicos
✓ Esses arranjos de íons, formando figuras
geométricas definidas, são chamados
redes cristalinas ou retículos cristalinos.
✓ A Figura apresenta a rede cristalina do
cloreto de sódio (NaCl).
Ligação covalente simples
✓Ocorre entre ametais + ametais ou
ametais + hidrogênio;
✓Compartilhamento de elétrons;
✓Ligação fraca devido a repulsão dos
elétrons;
✓Produz moléculas;
✓Originam compostos moleculares.
Tipos de ligações covalentes
✓É a diferença entre o número de elétrons de valência em um átomo isolado e o número
de elétrons atribuídos a esse átomo em uma estrutura de Lewis.
CF = nº elétrons de valência - (nº e- não ligantes + 1/2 nº e- ligantes)
Carga formal
✓ Indicam uma tendência para acúmulo de carga elétrica;
✓Separar os elétrons de forma igualitária;
✓Úteis para discussão da viabilidade das estruturas de Lewis.
Exemplos
Quais as cargas formais do N no NH3 e NH4
+
𝑪𝑭 = 𝟓 − (
𝟏
𝟐
.6) – 2 = 0 𝑪𝑭 = 𝟓 − (
𝟏
𝟐
.8) – 0 = +1