Química - A Natureza Molecular da Matéria - Vol 1, 7ª edição_CAP0

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Tópicos do Capítulo
| Conceitos Importantes de Química
| As Supernovas e os Elementos
| Os Elementos e a Terra
| Teoria Atômica de Dalton
| Estrutura Interna do Átomo
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N
NASA/CXC/SAO/P. Slane et al.
Contexto Deste Capítulo
este capítulo introdutório tentamos responder a grandes questões: “De onde viemos?” e “Para
onde estamos indo?” Ao sugerir de onde viemos, aproveitamos as atuais teorias da cosmologia
a respeito do início do universo e da síntese sequencial dos elementos. Para a questão de para onde
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0.1
estamos indo, este capítulo sugere alguns dos “Conceitos Importantes” que a ciência da química
utiliza para nos fascinar em direção ao futuro.
Esses objetivos ainda configuram o modo como os cientistas exercem seu ofício. Todas as
informações constantes deste texto são resultado de uma pergunta feita por um cientista e, então, o
encontro da resposta através da observação e da pesquisa científica. A mesma pessoa que faz a
pergunta pode não encontrar a resposta, e o tempo entre fazer e responder uma pergunta pode ser
de minutos ou de milhares de anos. Ao final, temos uma explicação de como os químicos descrevem
o mundo físico que nos cerca.
Os progressos na química, física e matemática modernas nos permitem explicar quimicamente o
que nos cerca com mais clareza do que nunca. Haverá mais detalhes envolvidos para você dominar,
principalmente se seus planos de carreira incluírem uma significativa quantidade de trabalho em
química. No entanto, você deve estar atento à visão geral e às ideias modernas. Se assim o fizer,
certamente tornará o estudo da química mais significativo para você. Então, relaxe e aproveite o
nosso capítulo.
OBJETIVOS DO ESTUDO DESTE CAPÍTULO
Após a leitura deste capítulo, você deverá ser capaz de:
desenvolver um sentido do escopo e finalidade das ciências químicas
aprender como os elementos foram formados
entender que a distribuição das substâncias no mundo não é acidental
compreender a poderosa natureza da teoria atômica
entender como chegamos a conhecer a estrutura do átomo
| Conceitos Importantes de Química
Embora este pareça ser um livro-texto bastante grande e pesado, e que deva conter muitas informações que necessitam
ser aprendidas, existem algumas ideias norteadoras que são responsáveis por essas informações. A intenção desta seção
é proporcionar uma visão global dos principais conceitos de química e, então, preencher com detalhes à medida que
prosseguirmos.
A teoria atômica, conforme explicada por John Dalton, em 1813, é o primeiro desses conceitos importantes. Essa
teoria descreve os átomos, os blocos construtores básicos do nosso mundo. Dalton, da maneira mais fundamental,
descreveu a natureza dos átomos e como eles interagem entre si. Desde então, químicos e físicos têm investigado a
estrutura atômica e as interações químicas nos mínimos detalhes. Muitos desses detalhes são descritos em capítulos
posteriores.
O segundo conceito importante é que podemos dizer muito sobre o que acontece em escala atômica com
observações cuidadosas em escala de laboratório ou macroscópica. De fato, até recentemente, quando os instrumentos
foram desenvolvidos para ver, e realmente detectar, átomos e moléculas individuais, era essa a única maneira pela qual
os cientistas poderiam deduzir o que estava acontecendo.
Nosso terceiro conceito é que o conhecimento das variações de energia e a possibilidade dos diferentes arranjos
dos átomos ajudam os cientistas a prever como os átomos interagem. Toda a energia dos átomos pode ser classificada
como energia cinética (energia de movimento) ou energia potencial (energia de posição) e o somatório das duas não
pode variar. Além disso, átomos e moléculas tendem para o arranjo mais provável. Em geral, observamos que as
reações químicas ocorrem quando a energia, potencial e cinética, dos átomos diminui e/ou os átomos atingem seu
arranjo mais provável.
A significância das formas geométricas das moléculas é o quarto conceito importante. Moléculas grandes como o
DNA, o RNA, as enzimas e os anticorpos têm uma estrutura tridimensional que é importante para sua função. As
formas tridimensionais de moléculas muito menores também afetam suas propriedades e reatividade. Na realidade, a
0.2
forma tridimensional dessas estruturas menores dita as formas das moléculas maiores. Neste livro desenvolvemos a
compreensão das formas tridimensionais e da relação entre estrutura, propriedades e reatividade.
São esses os quatro conceitos importantes que são desenvolvidos ao longo do livro. Cada um dos capítulos a seguir
adiciona camadas crescentes de detalhes e profundidade. Relembrar esses conceitos ao longo do seu curso de química o
ajudará evitar que fique sobrecarregado com a quantidade de material.
Exercício Proposto 0.1
Usando só os títulos do capítulo, atribua uma ou duas das ideias gerais da química a cada capítulo e explique por que
você fez sua escolha.1
| As Supernovas e os Elementos
No Início
Vamos considerar a cosmologia física para uma das mais importantes ideias, a teoria do “big bang”, a fim de iniciar
a história da química. A teoria do big bang postula que o universo, conforme o conhecemos, passou por uma tremenda
explosão de energia e partículas subatômicas há aproximadamente 14 bilhões de anos e que ele está se expandindo
desde então.
Talvez os primeiros dados experimentais que sugeriram que o universo esteja se expandido tenham sido
observações feitas por Edwin Hubble e colaboradores, de que a maioria das estrelas e galáxias parecem brilhar com luz
deslocada na direção da extremidade vermelha do espectro visível. O tão conhecido efeito Doppler, que explica por
que o apito de um trem tem um tom, ou frequência, mais alto quando o trem está se aproximando e um tom mais
baixo à medida que ele se afasta, foi utilizado para dar sentido às observações do deslocamento para o vermelho. A
“lei de Hubble” propõe que o tamanho do deslocamento para o vermelho é proporcional à distância e velocidade da
estrela que se afasta da Terra. Os cosmólogos concluíram que a única maneira de explicar esses dados era propor um
universo que estava se expandindo em todas as direções.
Caminhando no sentido inverso, não era difícil imaginar que todo o universo começou em um único ponto que os
físicos chamam de singularidade. Com o tempo, as observações feitas por astrônomos foram todas explicadas por essa
teoria. De forma interessante, um dos experimentos que suportam isso foi a insólita descoberta feita em 1964 por dois
astrônomos, Penzias e Wilson, que estavam tentando realizar medições muito precisas com um radiotelescópio. Uma
estática persistente estava presente, não importando para onde eles apontavam o telescópio. Eles fizeram muito esforço
para limpar o telescópio em uma tentativa de remover a estática. Eles até esfregaram fora o “material dielétrico
branco”, também conhecido como excremento de pombos, do telescópio, mas em vão. Finalmente, eles questionaram
se a estática tinha um significado maior do que ser somente algum ruído aleatório. Após cuidadosos cálculos eles
concluíram que a estática realmente era radiação de micro-ondas característica de uma temperatura que correspondia à
temperatura prevista do universo após o resfriamento durante 14 bilhões de anos. Hoje em dia esse fato é reconhecido
como uma prova que dá forte suporte à teoria do big bang.
Os Primeiros Elementos
Utilizando a teoria do big bang, a mecânica quântica e uma matemática complexa, os físicos e cosmólogossão capazes
de nos oferecer alguma ideia de como o universo pode ter se desenvolvido. A temperatura, a densidade e a pressão
extremas da singularidade no começo do universo permitiram apenas a existência das partículas mais básicas, como
quarks. Um segundo após o big bang, o universo expandiu-se e resfriou até 10 bilhões de graus, permitindo que as
unidades básicas da matéria, os quarks, em grupos de três, formassem prótons e nêutrons. Em três minutos, a
temperatura caiu a cerca de um bilhão de graus, permitindo que ocorresse a nucleossíntese, a criação de núcleos
atômicos. Na nucleossíntese, as colisões entre prótons e nêutrons resultaram na formação dos núcleos de deutério,
hélio e lítio.
TABELA 0.1 Estimativas dos Isótopos Mais Abundantes no Sistema Solar
Isótopo Percentual de Átomos no Sistema Solar
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Hidrogênio-1 90,886
Hélio-4 8,029
Oxigênio-16 0,457
Carbono-12 0,316
Nitrogênio-14 0,102
Neônio-20 0,100
Quando o universo ficou frio o suficiente para que a nucleossíntese não mais pudesse ocorrer, 91 % de todos os
átomos eram átomos de hidrogênio, 8 % eram átomos de hélio e todo o restante compreendeu menos que 1 % de todos
os átomos conforme mostra a Tabela 0.1. À medida que o universo resfriou mais ainda, os elétrons combinaram-se
com esses núcleos formando os átomos neutros.
Se a expansão inicial do universo tivesse uma distribuição uniforme de átomos, ele teria permanecido como um
mar escuro e uniforme de átomos. Em vez disso houve pequenas perturbações na dispersão da matéria, que
aumentaram com o tempo. Isso levou à formação das primeiras estrelas à medida que a matéria coalescia.
Exercício Proposto 2.2
Sugira as condições que são favoráveis à nucleossíntese.
Exercício Proposto 2.3
Sugira por que apenas os elementos mais leves foram formados durante o big bang.
Elementos Formados nas Estrelas
À medida que as estrelas aumentaram de tamanho, a temperatura e a pressão no interior de cada estrela aumentaram
até ao ponto onde teve início a fusão nuclear dos núcleos de hidrogênio em hélio e as estrelas passaram a brilhar. O
calor gerado pela fusão do hidrogênio em hélio manteve o volume e as pressões no interior de uma estrela por milhões
de anos. Durante esse tempo o hélio, por ser mais pesado do que o hidrogênio, concentrou-se no caroço, ou centro, da
estrela. No caroço, o hélio interferiu com as colisões dos núcleos de hidrogênio e a velocidade dessas reações
diminuiu. Então, a estrela resfriou e contraiu-se sob forças gravitacionais. À medida que o tamanho diminuiu, a
temperatura e a pressão do caroço aumentaram novamente e, a cerca de 100 milhões de graus, começou a fusão dos
núcleos de hélio em carbono. Após um tempo, o carbono ficou concentrado no caroço e o caroço de hélio tornou-se
uma camada em torno do caroço de carbono. O hidrogênio ainda era encontrado principalmente na camada externa da
estrela.
Prosseguindo, os núcleos de carbono entraram em reações nucleares que produziram o argônio. À medida que a
quantidade de argônio aumentou, ele migrou para o interior e tornou-se o caroço, agora cercado por uma camada rica
em carbono, a seguir uma camada de hélio e, finalmente, a camada externa de hidrogênio.
Agora temos um padrão: Cada elemento sucessivamente mais pesado fica concentrado no caroço da estrela e,
quando há núcleos suficientes, as reações nucleares passam a produzir um núcleo ainda mais pesado, o qual, então, se
concentra no caroço, e o processo é repetido. Dessa maneira, são formados os caroços de oxigênio e silício e, então,
são forçados para fora em camadas pelos elementos mais pesados. Essas camadas e suas reações nucleares produzem
grandes quantidades de calor para alimentar e expandir a estrela. Uma estrela em rápida expansão não pode gerar calor
suficiente para manter a camada de hidrogênio incandescente e, à medida que resfria, sua cor fica vermelha. Estrelas
desse tipo são chamadas de gigantes vermelhas. A Figura 0.1 ilustra a estrutura em camadas de uma estrela gigante
vermelha.
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0.3
Figura 0.1 | Visão artística da estrutura em camadas de uma estrela gigante vermelha. As camadas aumentam a densidade de
núcleos específicos que podem se fundir em elementos maiores, formando novas camadas.
Exercício Proposto 0.4
Sugira por que o caroço e as camadas enriquecidas de núcleos são necessários para a nucleossíntese das estrelas.
Exercício Proposto 0.5
Sugira por que, após uns 14 bilhões de anos, o hidrogênio ainda constitui a esmagadora maioria dos átomos do
universo.
Elementos Formados nas Supernovas
Finalmente, o silício começou a se fundir em reações nucleares formando o ferro. A reação formadora do ferro
consome calor e começa a resfriar o caroço. O resfriamento causa um colapso cataclísmico da estrela, e, à medida que
os núcleos movem-se em direção ao caroço, o aumento da pressão e da massa específica realiza duas coisas.
Primeiramente, os núcleos se movimentando velozmente destroem muitos dos núcleos de ferro, criando uma mistura
rica em partículas menores como núcleos de hélio e nêutrons. Além disso, a temperatura da estrela em colapso alcança
níveis que não podem ser atingidos mesmo nas estrelas mais maciças. No seu ponto culminante, a estrela em colapso
desintegra-se, lançando toda a sua matéria no espaço interestelar. Ela é chamada de supernova; nela existe uma
mistura de núcleos que possuem energias muito altas e uma densidade de átomos que tem números suficientes de
colisões para criar até os elementos mais pesados. Essas condições para a nucleossíntese duram menos que um minuto,
talvez alguns segundos, quando a expansão e o resfriamento, então, tornam essas reações improváveis.
Os restos de uma supernova são por fim reunidos formando uma nova estrela para repetir o processo. Em alguns
casos, a formação da nova estrela deixa um anel de fragmentos em volta dela. Esses fragmentos, por fim, acumulam-
se (juntam-se) formando planetas, luas e asteroides.
Exercício Proposto 0.6
Por que os elementos mais pesados do que o ferro não se formam nas estrelas?
Exercício Proposto 0.7
Que condições as supernovas oferecem para a síntese de elementos mais pesados?
| Os Elementos e a Terra
Quando as estrelas se formaram, os planetas também se formaram a partir dos fragmentos em torno das estrelas. A
formação dos planetas e as composições dos planetas dependeram da matéria que estava disponível.
Construção dos Planetas
Nebulosa é a palavra que descreve os fragmentos deixados, depois que a formação de uma estrela forma um disco, que
podem agregar-se em planetas, luas e asteroides. Dependendo dos fragmentos, os planetas podem ser rochosos como a
Terra, Marte e Vênus ou gasosos como Júpiter e Saturno. A composição química final de um planeta depende dos
materiais que se agregaram no início e dos elementos que foram retidos pelas forças gravitacionais do próprio planeta.
Você pode encontrar uma lista de todos os elementos conhecidos na contracapa frontal deste livro.
A Tabela 0.2 lista a abundância de átomos na Terra como um todo, na crosta, nos oceanos e na atmosfera.
Poderíamos esperar que a distribuição dos elementos fosse uniforme na Terra porque a nebulosa da qual a Terra se
condensou tinha uma distribuição relativamente uniforme. Uma rápida observação à nossa volta nos mostra que a
Terra não tem uma distribuição uniforme de elementos nem na superfície nem abaixo dela, enquanto a atmosfera e os
oceanos tendem a ter composições mais uniformes.
Distribuição dos Elementos
Essa distribuição irregular pode frequentemente ser entendida com base nas propriedades dos elementos como seus
pontos de fusão, massas específicas e solubilidades. Quando a Terra se formou, há uns 4,5 bilhões de anos, a poeira
sólida e as partículas de gás na nebulosa foram lentamente atraídas umas pelas outraspor forças gravitacionais e
eletrostáticas. Uma vez que a Terra tenha se formado, ela começou a se aquecer devido aos elementos radioativos,
liberando calor à medida que decaíam a isótopos estáveis. Além disso, o bombardeio de meteoritos também aqueceu a
superfície terrestre, enquanto a contração gravitacional também adicionava mais calor.
TABELA 0.2 Estimativas das porcentagens de átomos na Terra como um todo, na
crosta, na atmosfera e nos oceanos*
Elemento Terra Crosta Atmosfera Oceanos
Oxigênio 48,2 59,0 20,9 33,02
Ferro 14,8 2,1 
Silício 15,0 20,4 
Magnésio 16,4 2,0 0,03
Hidrogênio 0,67 2,9 66,06
Cloro 0,34
Sódio 0,20 2,1 0,17
Enxofre 0,52 0,02
Cálcio 1,1 2,2 0,006
Potássio 0,01 1,1 0,006
Alumínio 1,5 0,57 
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Bromo 0,0067
Carbono 0,16 0,0028
Nitrogênio 78,1 
Argônio 0,96 
*Entradas em branco indicam que um átomo está presente em quantidade insignificante.
Finalmente, uma grande proporção da Terra fundiu-se e o ferro e o níquel migraram para o caroço interno. Com
base em medições de ondas sísmicas (vibrações devidas a terremotos), o caroço interno real da Terra é constituído de
ferro e níquel sólidos, o qual é cercado por uma camada líquida desses metais. O caroço externo é de lava
superaquecida. Cercando o caroço está um manto de rocha superaquecida que compreende quase 85 % da massa da
Terra. A camada externa, que compreende as substâncias mais leves que observamos na forma de rocha sólida e solo, é
uma crosta com 16,1 km de espessura. A Figura 0.2 ilustra essas características dos componentes internos da Terra.
Figura 0.2 | Modelo do corte do interior da Terra que ilustra o caroço sólido e o líquido de ferro/níquel. São mostrados
o manto e a camada fina chamada de crosta.
O caroço externo, o manto, e a crosta da Terra não são muito fluidos e, assim, diferentes materiais não tiveram a
oportunidade de se separar em uma escala maciça como teve o caroço. No entanto, você pode ter visto padrões
exóticos de cristais em um bloco de granito. Os minerais realmente se separam, mas apenas em pequenas áreas. É por
isso que a superfície da Terra não é uniforme. Os minerais ou os elementos da crosta se separam até uma pequena
extensão devido à similaridades da sua composição e estrutura, bem como pelos pontos de fusão. Por exemplo, os
átomos de ouro tendem a se agregar com outros átomos de ouro, ao invés de com minerais de silicato (rochas à base
de silício) porque eles têm estruturas, massas específicas e pontos de fusão distintamente diferentes. Quando a crosta
resfriou o ouro separou-se das rochas de silicato quando elas solidificaram. Esse processo é chamado de cristalização
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0.4
diferencial. Devido ao tremendo reservatório de calor no caroço da Terra, esses processos continuam até o dia de hoje
e são vistos frequentemente na forma de terremotos e erupções vulcânicas.
| Teoria Atômica de Dalton
Hoje definimos um átomo como a menor amostra representativa de um elemento e um composto como uma substância
que contém dois ou mais elementos, sempre em uma proporção fixa em massa. Originalmente, o conceito de átomo
começou há quase 2.500 anos quando certos filósofos gregos expressaram a crença de que a matéria é em última
análise constituída de ínfimas partículas indivisíveis. A palavra grega que significa “que não pode ser partido” é a
única fonte da nossa palavra moderna “átomo”. Os filósofos não tinham nenhuma prova experimental para seu
conceito de átomo e muitos argumentavam contra essa ideia. O suporte científico para a existência de átomos aguardou
a descoberta da lei das proporções definidas e da lei da conversão da massa. Surpreendentemente, essas duas
importantes observações a respeito da natureza dos compostos e reações químicas tornaram-se aparentes por meio do
trabalho de muitos dos primeiros químicos (ou alquimistas), cujo equipamento de laboratório media apenas massa e
volume.
Leis da Combinação Química
Antes do século XIX, o progresso da ciência era lento porque era pouco o entendimento da necessidade de medições
exatas. Conforme discutiremos no Capítulo 1, medições exatas, precisas e reprodutíveis são necessárias em todas as
ciências. Apesar da falta de exatidão e precisão dos primeiros trabalhos científicos, com o passar do tempo os dados
acumularam-se e revelaram alguns princípios que se aplicam a todos os compostos químicos e reações químicas.
O primeiro princípio é que, quando um composto é formado, os elementos sempre se combinam nas mesmas
proporções em massa. Por exemplo, quando hidrogênio e oxigênio se combinam formando água, a massa de oxigênio
é sempre oito vezes a massa de hidrogênio — nunca mais e nunca menos. Observações semelhantes aplicam-se a
qualquer composto que estudamos. Tais observações levaram a uma generalização, conhecida como a lei das
proporções definidas (ou lei da composição definida). Essa lei diz que em qualquer composto químico os elementos
são sempre combinados em uma proporção definida em massa.
A segunda observação é que, quando uma reação é realizada em um recipiente selado, de modo que nada possa
escapar ou entrar, a massa total após a reação é exatamente a mesma do início. Por exemplo, se introduzimos
hidrogênio e oxigênio em um recipiente selado e iniciamos a reação para formar água, a massa de água e qualquer que
seja o hidrogênio ou o oxigênio restante é a mesma que a massa de hidrogênio e oxigênio com a qual iniciamos. Tais
observações, repetidas diversas vezes para um grande número de reações químicas, levaram à generalização conhecida
como a lei da conservação da massa. Essa lei diz que a massa não é perdida nem criada durante uma reação química.
FERRAMENTAS 
Lei das proporções definidas
Lei das Proporções Definidas
Em um dado composto químico, os elementos sempre são combinados nas mesmas proporções em massa.
FERRAMENTAS 
Lei da conservação da massa
Lei da Conservação da Massa
Não ocorre nenhum ganho ou perda de massa em reações químicas. A massa é conservada.
No Capítulo 3 você verá como essas leis podem ser utilizadas para efetuar cálculos relacionados com a composição
química.
A Teoria Atômica
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https://jigsaw.vitalsource.com/books/9788521633952/epub/OEBPS/Text/16_chapter3.html
1.
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3.
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5.
As leis das proporções definidas e da conservação da massa serviram como o alicerce experimental para a teoria
atômica. Elas apresentaram a pergunta: “O que deve ser verdade na natureza da matéria, dada a verdade dessas leis?”
No início do século XIX, John Dalton (1766-1844), um cientista inglês, utilizou o conceito grego de átomos para
dar sentido às leis das proporções definidas e da conservação da massa. Dalton depreendeu que, se os átomos realmente
existem, eles devem ter certas propriedades que explicam essas leis. Ele postulou o que essas propriedades deviam ser,
e a lista de postulados constitui o que agora chamamos de teoria atômica de Dalton.
Teoria Atômica de Dalton
A matéria consiste em ínfimas partículas chamadas de átomos.
Em qualquer amostra de um elemento puro, todos os átomos são idênticos em massa e outras propriedades.
Os átomos de elementos diferentes diferem em massa e outras propriedades.
Quando átomos de diferentes elementos se combinam formando compostos, formam-se partículas novas e
mais complexas. No entanto, em um dado composto os átomos constituintes sempre estão presentes na
mesma proporção numérica fixa.
Os átomos são indestrutíveis. Nas reações químicas, os átomos rearranjam-se, mas não se separam.
Evidência Experimental Moderna dos Átomos
No início do século XIX, cientistas e alquimistas tinham pouco mais que balanças rudimentares e buretas para efetuar
medidas. A moderna instrumentação química atualmente oferece prova adicional de que os átomos realmente existem.
Embora os átomos e a maioriadas moléculas sejam tão incrivelmente diminutos que mesmo os microscópios ópticos
mais potentes são incapazes de detectá-los, foram realizados experimentos que oferecem evidência bastante
convincente de que os átomos são reais.
Os cientistas desenvolveram instrumentos muito sensíveis que são capazes de mapear as superfícies de sólidos com
resolução extraordinária. Um desses instrumentos é chamado de microscópio de varredura por tunelamento (MVT,
sigla em inglês, STM). Ele foi inventado no inicio dos anos 1980 por Gerd Binnig e Heinrich Rohrer, o que lhes
rendeu o Prêmio Nobel de Física de 1986. Com esse instrumento, aproxima-se a ponta de uma sonda metálica afiada
de uma superfície eletricamente condutora, e uma corrente elétrica que faz a ponte na lacuna começa a fluir. O fluxo
de corrente é extremamente sensível à distância entre a ponta da sonda e a amostra. À medida que a ponta se move
através da superfície, a altura da ponta é continuamente ajustada para manter o fluxo de corrente constante. Com o
registro acurado das flutuações de altura da ponta, é obtido um mapa dos altos e baixos da superfície. Os dados são
processados por um computador, revelando uma imagem dos átomos na superfície, conforme ilustra a Figura 0.3.
Também são utilizados outros instrumentos mais complexos para “observar” átomos e moléculas individuais,
aumentando, dessa maneira, a nossa confiança de que os átomos existem e que a teoria atômica é correta. Um
instrumento mais recente chamado de microscópio de força atômica está descrito no boxe Ciência de Ponta 0.1.
Figura 0.3 | Pode-se ter a imagem de átomos individuais utilizando-se um microscópio de varredura por
tunelamento. Essa micrografia de MVT revela o padrão de átomos individuais de paládio depositados em uma superfície
de grafita. O paládio é um metal branco-prateado empregado em ligas como ouro branco e coroas dentárias.
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0.5
Á
| Estrutura Interna do Átomo
Os primeiros modelos de átomos imaginavam que eles fossem indestrutíveis e totalmente incapazes de serem
quebrados em pedaços menores. No entanto, conforme você provavelmente sabe, os átomos não são tão indestrutíveis
quanto Dalton e outros antigos filósofos pensavam. Durante o final dos anos 1800 e início dos anos 1900, foram
realizados experimentos que demonstraram que os átomos são constituídos de partículas subatômicas. A partir desse
trabalho desenvolveu-se o atual modelo teórico da estrutura atômica. Vamos examiná-lo em termos gerais neste
capítulo. Uma discussão mais detalhada da estrutura eletrônica do átomo será apresentada no Capítulo 7.
CIÊNCIA DE PONTA 0.1
Observando e Manipulando Átomos e Moléculas
tomos e pequenas moléculas são incrivelmente diminutos. Os experimentos mostraram que eles têm
diâmetros da ordem de alguns bilionésimos de polegada. Por exemplo, o diâmetro de um átomo de
carbono é de cerca de 6 bilionésimos de polegada (6 H 10–9 polegadas, 1 polegada = 2,54 centímetros).
Conforme você vai aprender no Capítulo 1, o prefixo nano implica 10–9, então, quando examinamos a
matéria em nível de nanoescala, estamos observando estruturas muito pequenas, geralmente com
dimensões de talvez dezenas a centenas de átomos. A nanotecnologia trata do uso de tais objetos em
pequena escala e das propriedades especiais que os acompanham para desenvolver aplicações úteis.
Basicamente, o objetivo da nanotecnologia (também às vezes chamada de nanotecnologia molecular) é
ser capaz de construir materiais a partir do átomo. Essa tecnologia ainda não existe, mas os cientistas
estão começando a fazer progresso nessa direção. Esta discussão, portanto, é um tipo de relatório de
progresso que dará a você um sentimento de onde a ciência se encontra hoje e para onde ela se
encaminha — ou seja, ter um lampejo do futuro.
Diversas são as razões pelas quais há tanto interesse na nanotecnologia. Uma delas é que as
propriedades dos materiais estão relacionadas com suas estruturas. Pelo controle das estruturas em
nível atômico e molecular, podemos (em princípio) adequar os materiais para terem propriedades
específicas. Impulsionando grande parte da pesquisa nessa área estão esforços contínuos empreendidos
pelos projetistas de computadores e eletrônica para produzir circuitos cada vez menores. As reduções de
tamanho obtidas através de métodos tradicionais estão próximas do seu limite, então, buscam-se novas
maneiras de obter circuitos menores e dispositivos elétricos menores.
Auto-Organização Molecular
Uma área de pesquisa que é de grande interesse hoje em dia é o campo da auto-organização molecular, na qual certas
moléculas, quando reunidas, se distribuem espontaneamente em estruturas desejáveis. Os sistemas biológicos
empregam essa estratégia na construção de estruturas como as membranas celulares. O objetivo dos cientistas é imitar
a biologia concebendo moléculas que se auto-organizarão em arranjos específicos.
Visualizando e Manipulando Estruturas Muito Diminutas
O que possibilita aos cientistas dar início à exploração do mundo nano é o desenvolvimento de
ferramentas que lhes permitem ver e, às vezes, manipular átomos e moléculas individuais. Já discutimos
um desses importantes dispositivos, o microscópio de varredura por tunelamento (MVT, sigla em inglês,
STM), quando falamos sobre a evidência experimental dos átomos (ver a Seção 0.4). Esse instrumento,
que só pode ser utilizado com amostras eletricamente condutoras, possibilita visualizar átomos in-
dividuais. O que é muito interessante é que ele também pode ser utilizado para movimentar átomos em
uma superfície. Para ilustrar esse fato, os cientistas dispuseram os átomos de modo a encurralar os
elétrons (Figura 1). Embora esse experimento possa não ter muito uso prático, ele demonstra que uma
das capacidades necessárias para trabalhar com substâncias em nível molecular pode ser alcançada.
https://jigsaw.vitalsource.com/books/9788521633952/epub/OEBPS/Text/20_chapter7.html
https://jigsaw.vitalsource.com/books/9788521633952/epub/OEBPS/Text/14_chapter1.html
Figura 1 Os cientistas têm o controle não apenas do cenário atômico, como também do cenário eletrônico. Aqui
eles posicionaram 48 átomos de ferro em um anel circular de modo a “encurralar” alguns elétrons da superfície e
forçá-los para o interior dessa estrutura circular. As ondulações do anel de átomos são previstas pela teoria
quântica que é apresentada no Capítulo 8.
Para estudar amostras não condutoras, pode ser utilizado um dispositivo chamado microscópio de
força atômica (MFA). A Figura 2 ilustra seus princípios básicos. Um estilete muito afiado (do tipo de
agulha utilizado em um toca-discos de vinil de DJ) move-se através da superfície da amostra em estudo.
As forças entre a ponta da sonda e as moléculas superficiais fazem com que a sonda se flexione à
medida que segue os altos e baixos das irregularidades que são as moléculas e átomos individuais. Uma
superfície especular ligada à sonda reflete um feixe de laser a ângulos proporcionais à quantidade de
deflexão da sonda. Um sensor capta o sinal do laser e o traduz em dados que podem ser analisados por
computador, produzindo imagens tridimensionais da superfície da amostra. Uma imagem típica produzida
por um MFA é apresentada na Figura 3.
Figura 2 Um microscópio de força atômica (MFA). Um estilete afiado ligado à extremidade de uma sonda
suspensa corre acima e abaixo das características da superfície da amostra. Um feixe de laser, refletido por uma
superfície especular na extremidade da sonda, varia o ângulo à medida que a sonda se move para cima e para
baixo. Um fotodetector lê essas variações e envia as informações para um computador, que traduz os dados em
uma imagem.
https://jigsaw.vitalsource.com/books/9788521633952/epub/OEBPS/Text/21_chapter8.html
Figura 3 Imagem de nanofios de prata utilizando um microscópio de força atômica. Essa micrografia colorida
mostra finos nanofios espaçados cerca de 0,8 milionésimo de polegada em uma superfície de cristalde fluoreto de
cálcio. Tais fios poderiam ser utilizados na microeletrônica.
A Descoberta do Elétron, Próton e Nêutron
Nosso atual conhecimento da estrutura atômica foi sendo adquirido a partir de fatos obtidos por experimentos
realizados por cientistas e que foram iniciados no século XIX. Em 1834, Michael Faraday descobriu que a passagem
de eletricidade através de soluções aquosas poderia causar transformações químicas. Essa foi a primeira sugestão de
que a matéria era de natureza elétrica. Posteriormente, no mesmo século, os cientistas começaram experimentos com
tubos de descarga de gás, nos quais uma corrente elétrica de alta voltagem era passada por um gás a baixa pressão em
um tubo de vidro (Figura 0.4). Esse tudo era equipado com um par de eletrodos metálicos e, quando a eletricidade
começava a fluir entre eles, o gás no interior do tubo brilhava. Esse fluxo de eletricidade é chamado de descarga
elétrica, que é como os tubos receberam seu nome.
Os físicos que primeiramente estudaram o fenômeno não sabiam o que fazia o tubo brilhar, mas testes logo
revelaram que partículas negativamente carregadas estavam se movendo do eletrodo negativo (o catodo) para o
eletrodo positivo (o anodo). Os físicos chamaram essas emissões de raios catódicos, pois eles pareciam se originar no
catodo.
Figura 0.4 | Um tubo de descarga de gás. Os raios catódicos fluem do catodo negativamente carregado para o anodo
positivamente carregado.
Medição da Razão entre Carga e Massa do Elétron
Em 1897, o físico britânico J. J. Thomson modificou um tubo de raios catódicos, um tubo de descarga de gás especial,
para realizar medições quantitativas das propriedades dos raios catódicos, Figura 0.5. No tubo de Thomson, um feixe
de raios catódicos era focado em uma superfície de vidro revestida de um material fosforescente, uma substância que
brilha quando os raios catódicos a atingem (ponto 1). O feixe de raios catódicos passava entre os polos de um ímã e
entre um par de eletrodos metálicos que poderiam receber cargas elétricas. O campo magnético tende a inclinar o feixe
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em uma direção (na direção do ponto 2), enquanto os eletrodos carregados inclinam o feixe na direção oposta (na
direção do ponto 3). Ajustando-se a carga nos eletrodos, pode-se fazer os dois efeitos se cancelarem e, a partir da
quantidade de carga nos eletrodos necessária para balancear o efeito do campo magnético, Thomson pôde calcular a
primeira informação quantitativa sobre uma partícula de raio catódico — a razão entre sua carga e sua massa
(frequentemente expressa como e/m, onde e significa carga e m significa massa). A razão entre carga e massa tem um
valor de –1,76 H 108 coulombs/grama, onde o coulomb (C) é uma unidade-padrão de carga elétrica e o sinal negativo
reflete a carga negativa da partícula.
Independentemente do gás que preenche o tubo de raios catódicos, os raios catódicos tinham a mesma razão entre
carga e massa e, além disso, tinham o mesmo comportamento, demonstrando que as partículas de raios catódicos são
um constituinte fundamental de toda matéria. De fato, essas partículas são elétrons.
Figura 0.5 | Tubo de raios catódicos de Thomson, que foi utilizado para medir a razão entre a carga e a massa do
elétron.
Medição da Carga e da Massa do Elétron
Em 1909, Robert Millikan, na Universidade de Chicago, concebeu um experimento que possibilitou a ele medir a
carga do elétron (Figura 0.6). Durante o experimento ele borrifou uma fina névoa de gotículas de óleo acima de um
par de placas metálicas paralelas, e o topo de uma delas tinha um pequeno orifício. À medida que as gotículas de óleo
assentavam, algumas passavam por aquele orifício ocupando o espaço entre as placas, onde ele as irradiava
rapidamente com raios X. Os raios X colidiam com os elétrons das moléculas no ar e os elétrons eram atraídos para as
gotas de óleo, dando a elas uma carga elétrica. Por observação da velocidade de queda das gotas carregadas quando as
placas de metal estavam eletricamente carregadas e quando elas não estavam, Millikan pôde calcular a quantidade de
carga transportada por cada gota. Quando examinou seus resultados, observou que todos os valores que obteve eram
múltiplos de números inteiros de –1,60 H 10–19 C. Ele ponderou que, como uma gota poderia captar apenas números
inteiros de elétrons, esse valor deveria ser a carga transportada por cada elétron individual.
Uma vez tendo Millikan medido a carga do elétron, sua massa poderia, então, ser calculada a partir da razão entre
a carga e a massa de Thomson. A massa foi calculada como 9,09 H 10–28 g. Medições mais precisas foram realizadas
desde então, e a massa do elétron atualmente é dada como 9,10938291 H 10–28 g. As medições iniciais de Thomson
estão em bom acordo com as medições mais precisas de hoje.
A Descoberta do Próton
A remoção de elétrons de um átomo dá uma partícula positivamente carregada (chamada de íon). Para estudar essas
partículas, foram perfurados orifícios no catodo e foram observados os raios que se movem na direção oposta dos raios
catódicos. Esses foram chamados de raios anódicos e seu comportamento dependia do gás que preenchia o tubo. Logo
foi feita uma modificação na construção do tubo de raios catódicos produzindo um novo dispositivo chamado de
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Q
espectrômetro de massa para realizar medições melhores desses novos raios. Esse aparelho é descrito em Ciência de
Ponta 0.2 e foi utilizado para medir as razões entre carga e massa de íons positivos. Observou-se que essas razões
variam, dependendo da natureza química do gás no interior do tubo de descarga, mostrando que suas massas também
variavam. A partícula positiva mais leve observada foi produzida quando havia hidrogênio no tubo, e sua massa era
aproximadamente 1.800 vezes mais pesada que um elétron. Quando foram usados outros gases, suas massas sempre
pareciam ser múltiplos de números inteiros da massa observada para íons hidrogênio. Isso sugeriu a possibilidade de
que grupos das partículas positivamente carregadas produzidas a partir de átomos de hidrogênio compusessem as
partículas positivamente carregadas de outros gases. O átomo de hidrogênio, menos um elétron, dessa maneira parecia
ser uma partícula fundamental em toda a matéria e recebeu o nome de próton, da palavra grega protos, que significa
“o primeiro”.
Figura 0.6 | Experimento de Millikan com a gota de óleo. Os elétrons, que são ejetados das moléculas no ar pelos
raios X, são capturados por gotículas de óleo que caem através do orifício diminuto na placa metálica superior. Pela
observação da velocidade da queda das gotas de óleo carregadas, com e sem cargas elétricas nas placas metálicas, Millikan
pôde calcular a carga transportada por um elétron.
CIÊNCIA DE PONTA 0.2
O Espectrômetro de Massa e a Medição Experimental de Massas Atômicas
uando uma centelha é passada por um gás, os elétrons são expulsos das moléculas do gás. Como
os elétrons são negativamente carregados, as partículas que perderam os elétrons transportam
cargas positivas; elas são chamadas de íons positivos. Esses íons positivos têm massas diferentes,
dependendo das massas das moléculas a partir das quais eles são formados. Desse modo, algumas
moléculas têm massas elevadas e produzem íons pesados, enquanto outras têm massas pequenas e
produzem íons leves.
O dispositivo que é utilizado para estudar os íons positivos produzidos pelas moléculas de gás é
chamado de espectrômetro de massa (ilustrado na figura vista ao lado). Em um espectrômetro de massa,
os íons positivos são criados pela passagem de uma centelha elétrica (chamada de descarga elétrica)
através de uma amostra do gás particular em estudo. Assim que os íons positivos são formados, são
atraídos para uma placa metálica negativamente carregada que tem um pequeno orifíciono seu centro.
Alguns íons positivos passam pelo orifício e atravessam um tubo que passa entre os polos de um potente
ímã, conforme mostrado na figura vista ao lado.
Uma das propriedades das partículas carregadas, tanto positivas quanto negativas, é que suas
trajetórias se curvam assim que atravessam um campo magnético. Isso é exatamente o que acontece
com os íons positivos no espectrômetro de massa assim que passam entre os polos do ímã. No entanto,
a extensão até onde suas trajetórias se curvam depende das massas e velocidades dos íons. Isso é
porque a trajetória de um íon pesado, como a de um caminhão de cimento acelerado, é difícil de mudar,
mas a trajetória de um íon leve, como a de uma motocicleta, é influenciada mais facilmente. Como
resultado, os íons pesados emergem entre os polos do ímã ao longo de linhas diferentes daquelas dos
íons mais leves. Um feixe que chega contendo íons de diferentes massas é separado pelo ímã em uma
série de feixes, cada qual contendo íons de mesma massa. Então, essa dispersão do feixe iônico produz
uma matriz de diferentes feixes chamada de espectro de massa.
São muitos os tipos de espectrômetros de massa. Em um deles, conforme o que se mostra aqui, a
intensidade do campo magnético é variada gradativamente, varrendo os feixes de íons através de um
detector localizado na extremidade do tubo. À medida que o feixe de íons atinge o detector, sua
intensidade é medida e as massas das partículas no feixe são calculadas com base na intensidade do
campo magnético, na velocidade das partículas, junto com a geometria do aparelho.
Entre os benefícios derivados das medições com o uso do espectrômetro de massa estão massas
isotópicas e abundâncias isotópicas relativas muito acuradas. Isso serve de base para os valores muito
precisos das massas atômicas que você encontra na tabela da contracapa frontal deste livro. (Isótopos
são átomos do mesmo elemento com massas ligeiramente diferentes. Eles são discutidos na Seção 0.5.)
A Descoberta do Núcleo Atômico
No início do século XX, Hans Geiger e Ernest Marsden, trabalhando sob a supervisão de Ernest Rutherford na
Universidade de Manchester na Grã-Bretanha, estudavam o que acontecia quando raios alfa atingiam finas folhas de
ouro. Os raios alfa são constituídos de partículas com massas quatro vezes as do próton e contendo duas cargas
positivas; eles são emitidos por certos átomos instáveis em um fenômeno denominado decaimento radioativo. A
maioria das partículas alfa atravessava as folhas, incidindo sobre a tela fosforescente, como se elas fossem espaço
praticamente vazio (Figura 0.7). No entanto, um número significativo de partículas alfa era defletido em ângulos
muito grandes. Algumas eram até defletidas como se tivessem atingido um muro de pedra. Parte da genialidade desse
experimento foi arranjar a tela fosforescente em torno da folha de ouro de modo que foram observadas partículas alfa
defletidas em grandes ângulos. Rutherford ficou tão perplexo que comparou o resultado com o de atirar uma granada
de 15 polegadas na direção de um pedaço de lenço de papel e recebê-la de volta atingindo o atirador! A partir do
estudo dos ângulos de deflexão das partículas, Rutherford ponderou que apenas algo extraordinariamente maciço e
positivamente carregado poderia provocar tal ocorrência. Como a maioria das partículas alfa atravessou diretamente,
ele ainda ponderou que os átomos de ouro nas folhas deviam ser espaço quase todo vazio. A conclusão final de
Rutherford foi a de que praticamente toda a massa de um átomo devia estar concentrada em uma partícula com um
volume muito pequeno localizada no centro do átomo. Ele chamou essa partícula maciça de núcleo do átomo.
A Descoberta do Nêutron
A partir da maneira pela qual as partículas alfa foram espalhadas por uma folha metálica, Rutherford e seus alunos
puderam estimar o número de cargas positivas do núcleo de um átomo do metal. Ele tinha que ser igual ao número de
prótons do núcleo. Porém, quando calcularam a massa nuclear com base nesse número de prótons, o valor sempre
ficava aquém da massa real. De fato, Rutherford observou que, para muitos átomos, apenas cerca de metade da massa
nuclear poderia responder pelos prótons. Isso o levou a sugerir que havia outras partículas no núcleo que tinham uma
massa próxima ou igual à do próton, mas sem carga elétrica. Essa sugestão deu início a uma busca que finalmente
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terminou em 1932 com a descoberta do nêutron por Sir James Chadwick, um físico britânico que recebeu o Prêmio
Nobel de 1935 por sua descoberta.
Partículas Subatômicas
Os experimentos que acabamos de descrever mostraram que os átomos são constituídos de três tipos principais de
partículas subatômicas: prótons, nêutrons e elétrons. Esses experimentos também revelaram que o centro de um
átomo, ou núcleo, é um caroço muito diminuto extremamente denso, que é onde se encontram os prótons e os
nêutrons de um átomo. Como eles são encontrados nos núcleos, prótons e nêutrons são, às vezes, chamados de
núcleons. Os elétrons de um átomo cercam o núcleo e preenchem o volume restante do átomo. (Como os elétrons são
distribuídos em torno do núcleo é o assunto do Capítulo 7.) As propriedades das partículas subatômicas estão
resumidas na Tabela 0.3, e a estrutura geral do átomo está ilustrada na Figura 0.8
■ Os físicos encontraram muitas partículas subatômicas. No entanto, os prótons, os nêutrons e os elétrons são as
mais importantes para o químico.
Figura 0.7 | Algumas partículas alfa são defletidas por uma fina folha de ouro. Algumas atingem frontalmente
algo muito maciço e são defletidas. A maioria passa. Algumas, quase colidindo com os “caroços” maciços (núcleos), ainda
são defletidas, porque as partículas alfa têm o mesmo tipo de carga (+) que esses caroços.
TABELA 0.3 Propriedades das Partículas Subatômicas
Partícula Massa (g)
Carga
Elétrica Símbolo
Elétron 9,10938291 × 10–28 1–
Próton 1,672621777 × 10–24 1+
Nêutron 1,674927351 × 10–24 0
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Figura 0.8 | A estrutura interna do átomo. O átomo é constituído de um diminuto núcleo que contém todos os prótons
(vermelho) e os nêutrons (cinza). Os elétrons estão no espaço externo ao núcleo.
Partículas Subatômicas dos Átomos
Conforme observamos anteriormente, duas das partículas subatômicas transportam cargas elétricas. Os prótons contêm
uma única unidade de carga positiva e os elétrons contêm uma única unidade de carga negativa. Duas partículas que
têm a mesma carga elétrica repelem-se entre si, e duas partículas que têm cargas opostas atraem-se uma à outra. Em
um átomo os elétrons negativamente carregados são atraídos para os prótons positivamente carregados. Na verdade, é
essa atração que mantém os elétrons em torno do núcleo. Os nêutrons não têm carga e nem atraem nem repelem
prótons e elétrons.
Devido às suas cargas negativas, os elétrons repelem-se uns aos outros. As repulsões entre os elétrons os mantêm
espalhados por todo o volume do átomo, e é o equilíbrio entre as atrações que os elétrons sentem em relação ao núcleo
e as repulsões que sentem em relação uns aos outros que controla o tamanho dos átomos. Os prótons também se
repelem uns aos outros, mas podem ficar juntos no pequeno volume do núcleo porque suas repulsões são compensadas
pelas intensas forças de ligação nuclear que envolvem outras partículas subatômicas que são estudadas na física de
partículas.
A matéria, conforme geralmente a encontramos na natureza, parece ser eletricamente neutra, o que significa que
ela contém números iguais de cargas positivas e negativas. Portanto, em um átomo neutro, o número de elétrons tem
que ser igual ao número de prótons.
O próton e o nêutron são muito mais maciços do que o elétron,quase 1.800 vezes mais pesados, e assim, em um
átomo as partículas encontradas no núcleo contribuem para quase toda a massa atômica. Porém, também é interessante
notar que o diâmetro do átomo é aproximadamente 10.000 vezes o diâmetro do núcleo, então, quase todo o volume de
um átomo é ocupado por seus elétrons, que preenchem o espaço em torno do núcleo. (Para colocar isso em uma escala
mais significativa, se o núcleo tivesse um diâmetro do tamanho do ponto ao final dessa sentença, ele estaria no centro
de um átomo com um diâmetro de aproximadamente 300 cm.)
Números Atômicos e Números de Massa
O que distingue um elemento do outro é o número de prótons no seu núcleo. Isso nos permite rever a definição de
Dalton de um elemento para uma substância cujos átomos contêm, todos eles, o mesmo número de prótons. Desse
modo, podemos atribuir a cada elemento um número único, chamado de seu número atômico (Z), que é igual ao
número de prótons no seu núcleo. O somatório de prótons e nêutrons no interior do núcleo de um átomo é chamado de
número de massa e recebe o símbolo A.
Número atômico (Z) = número de prótons
Número de massa (A) = número de prótons + número de nêutrons
FERRAMENTAS 
Números de partículas subatômicas dos átomos
FERRAMENTAS 
Símbolos dos elementos
Atualmente encontramos e sintetizamos 118 elementos diferentes que são listados junto com seus nomes e símbolos
na contracapa frontal deste livro. A cada elemento é atribuído seu próprio símbolo químico único, ou símbolo
atômico, que pode ser utilizado como abreviatura do nome do elemento.
A maioria dos elementos existe na natureza na forma de misturas de átomos chamados de isótopos, que são
praticamente idênticos em suas propriedades químicas e físicas. Entretanto, os isótopos de um dado elemento têm
átomos com o mesmo número de prótons, mas diferentes números de nêutrons. Sendo assim, qualquer isótopo é
completamente definido por dois números, seu número atômico e seu número de massa. Às vezes, esses números são
acrescentados do lado esquerdo do símbolo químico como um subscrito e um sobrescrito, respectivamente. Assim, se
X significa o símbolo químico do elemento, um isótopo de X é representado como é visto a seguir
■ Os símbolos atômicos são abreviaturas com uma ou duas letras do nome de um elemento.
O isótopo do urânio utilizado em reatores nucleares, o urânio-235, tem um número de massa de 235, podendo ser
simbolizado como segue:
FERRAMENTAS 
Símbolos atômicos dos isótopos
■ Nos átomos neutros o número de prótons (A) é igual ao número de elétrons.
Conforme indicado, o nome desse isótopo é urânio-235 ou U-235, e um átomo desse isótopo contém 92 prótons e
(235 – 92) = 143 nêutrons. Se nos referirmos a um átomo neutro de urânio ele deverá conter também 92 elétrons.
Para escrever o símbolo do isótopo, o número atômico frequentemente é omitido porque fica redundante. Cada átomo
de urânio tem 92 prótons, e cada átomo que tem 92 prótons é um átomo de urânio. Portanto, esse isótopo de urânio
pode ser representado simplesmente como 235U.
No urânio de ocorrência natural, o isótopo mais abundante é o 238U. Os átomos desse isótopo têm todos 92
prótons, mas o número de nêutrons é 146. Sendo assim, os átomos do 235U e do 238U têm o número idêntico de
prótons, mas diferem no número de nêutrons.
Uma Observação Importante sobre a Solução de Problemas
Aprender química é bem mais que memorizar fatos e fórmulas. Em grande parte, o seu sucesso
nesse curso estará ligado à sua capacidade de resolver problemas, tanto numéricos quanto não
numéricos. Por isso ser tão importante, uma das principais metas deste livrotexto é ajudá-lo a
desenvolver e aperfeiçoar suas habilidades na resolução de problemas. Para essa finalidade
incluímos um grande número de exemplos resolvidos detalhados em todo o livro. Você deverá
estudá-los e, então, resolver os exercícios propostos que seguem. As respostas a todos os exercícios
propostos estão no Apêndice B ao final do livro, de modo que você pode verificar sua resposta à
medida que avança.
Você vai encontrar cada um dos exemplos dividido em quatro etapas destinadas a guiá- lo pelo
processo de raciocínio seguido por pessoas bem capacitadas em resolver problemas. Nós o
aconselhamos a praticar essa abordagem quando você mesmo for resolver os problemas. À medida
que ganhar experiência, essas etapas se combinarão de forma integrada e contínua para resolver
problemas, não apenas em química, como também em outras disciplinas.
Análise: Se você pretende dirigir da sua casa para um lugar qualquer onde nunca esteve, você
simplesmente não entra no carro e começa a dirigir. Primeiramente você pensa para onde está indo e
a rota que você tem que tomar. A resolução de problemas de química se inicia da mesma forma. Na
seção Análise, nós identificamos exatamente o que está sendo pedido e, então, planejamos o que
temos que fazer para chegar à solução. Às vezes, a análise será relativamente simples, mas, com
problemas mais complexos, você poderá ter que passar mais tempo pensando em como resolver o
problema. Você poderá achar necessário rever um conceito para ter certeza de que está no caminho
correto.
Montagem das Ferramentas: Depois de termos determinado como proceder, a etapa seguinte é
conectar as várias ferramentas químicas que aplicamos ao problema particular à frente. Elas são as
ferramentas que desenvolvemos no texto e identificamos com o ícone “Ferramentas” à margem.
Cada ferramenta é escolhida porque pode ser utilizada para resolver o problema.
Solução: Finalmente estamos prontos para desenvolver a resposta aplicando a ferramenta
apropriada a cada etapa do plano que desenvolvemos na seção Análise. Essa realmente é a parte
mais simples do problema, porque já imaginamos o que temos que fazer e que ferramentas
necessitamos para nosso trabalho.
A Resposta É Razoável? A etapa anterior nos deu uma resposta, mas a resposta está correta? A
resposta faz sentido? É sempre prudente concluir sua experiência de solucionar problemas com uma
rápida verificação para ver se a resposta é razoável ou não. À medida que avançarmos, você
aprenderá algumas técnicas que o ajudarão a verificar suas respostas.
Para resolver um problema, você tem que ser flexível. Há vezes em que você poderá imaginar
parte de um problema na etapa Análise, mas a solução completa não é aparente. Se isso acontecer,
prossiga para as duas etapas seguintes e, então, volte à Análise para tentar planejar o restante da
solução.
A coisa mais importante a ser lembrada ao resolver os problemas deste livro é que todos os
conceitos e ferramentas necessários para resolvê-los foram dados a você. Se você está lutando, não
se desespere. Faça um intervalo e volte com uma nova perspectiva. Você poderá ter sucesso.
Exemplo 0.1
Contando Prótons, Nêutrons e Elétrons
Quantos elétrons, prótons e nêutrons tem o átomo neutro (isótopo) Cr-52?
Análise: Esse problema pede todas as três partículas subatômicas principais do isótopo Cr-52 que tem uma massa
igual a 52. Você vai precisar determinar o número atômico do Cr para utilizar nossas ferramentas.
Montagem das Ferramentas: Temos as ferramentas que definem o número atômico (Z) e o número de massa
(A) em termos dos números de nêutrons e prótons. Essas mesmas ferramentas especificam que os elementos neutros
têm os mesmos números de prótons e elétrons.
Solução: Na contracapa frontal observamos que Cr é o símbolo do cromo, então, Z = 24 e A = 52, e concluímos
que
Prótons = 24 Elétrons = 24 Nêutrons = 52 – 24 = 28
A Resposta É Razoável? Uma verificação é para ter certeza de que o somatório do número de prótons e
nêutrons é o número de massa do isótopo. Uma segunda verificação é que número de quaisquer partículas não seja
maior do que o número de massa do isótopo (o maior número dado no problema) e, na maioria dos casos, o número
de elétrons, prótons ou nêutrons geralmente fica próximo da metade do número de massa. Uma verificação final é
observar se o número de prótons é igual ao número de elétrons por ser ele um átomo neutro. Nossasrespostas
satisfazem as essas condições.
Exercício Proposto 0.8
Escreva o símbolo do isótopo do plutônio (Pu) que contém 146 nêutrons. Quantos elétrons ele tem? (Sugestão:
Reveja as ferramentas para escrever símbolos de isótopos e contagem de elétrons.)
Exercício Proposto 0.9
Quantos prótons, nêutrons e elétrons há em cada átomo de ? Podemos descartar o 35 ou o 17 ou ambos desse
símbolo sem perder a capacidade de resolver o problema? Explique seu raciocínio.
Massas Atômicas Relativas dos Elementos
Antes das partículas subatômicas serem descobertas, um conjunto significativo de dados que mostrava que os átomos
de diferentes elementos tinham massas características diferentes já tinha sido desenvolvido. De fato, um dos conceitos
mais úteis que vêm da teoria atômica de Dalton é que os átomos de um elemento têm uma massa atômica (ou peso
atômico) característica e constante. Tal conceito abriu as portas para a determinação de fórmulas químicas e,
•
•
•
•
finalmente, para um dos mais úteis dispositivos que os químicos têm para organizar as informações químicas, a tabela
periódica dos elementos. Porém, como as massas dos átomos poderiam ser medidas sem um conhecimento da
estrutura química?
Os átomos individuais são demasiado pequenos para pesar da maneira tradicional. No entanto, as massas relativas
dos átomos dos elementos podem ser determinadas contanto que saibamos a proporção em que os átomos ocorrem em
um composto. Vamos examinar um exemplo para ver como isso poderia funcionar.
Os primeiros químicos, como Gay-Lussac, observaram que, quando os gases reagem, seus volumes são sempre
proporções de pequenos números inteiros. Avogadro propôs que um dado volume de um gás sempre conterá o mesmo
número de moléculas contanto que as condições sejam mantidas constantes. Embora muitos cientistas, inclusive
Dalton, se recusassem a aceitar a hipótese de Avogadro, ela tornou-se a resposta que possibilitou que fosse determinada
a proporção de átomos em muitos compostos. Por exemplo, se um litro de hidrogênio reage com um litro de flúor
para produzir dois litros de fluoreto de hidrogênio, a explicação mais simples é que o hidrogênio e o flúor devem ser
diatômicos (H2 e F2) e o fluoreto de hidrogênio contém um átomo de hidrogênio e um de flúor (HF).
Uma vez estabelecida a proporção entre átomos de hidrogênio e flúor no fluoreto de hidrogênio, ela significa que,
em qualquer amostra dessa substância, a proporção entre átomos de flúor e hidrogênio é sempre 1 para 1. Observa-se
também que, quando uma amostra de fluoreto de hidrogênio é decomposta, a massa de flúor obtida é sempre 19,0
vezes maior do que a massa de hidrogênio, então, a proporção entre a massa de flúor e hidrogênio é sempre 19,0 para
1,00.
proporção entre átomos de F e H: 1 para 1
proporção entre massas de F e H: 19,0 para 1,00
A única maneira que podemos usar para explicar uma proporção entre átomos de 1 para 1 e uma proporção entre
massas de 19,0 para 1,00 é se cada átomo de flúor é 19,0 vezes mais pesado do que cada átomo de hidrogênio.
Observe que, mesmo que não tenhamos determinado as massas reais de átomos de F e H, agora sabemos como as
suas massas se comparam (isto é, sabemos suas massas relativas). Procedimentos semelhantes, com outros elementos
em outros compostos, podem estabelecer relações de massa relativa entre os outros elementos também. O que
precisamos em seguida é de uma maneira de colocar todas essas massas na mesma escala de massas.
Carbono-12: Padrão para a Escala de Massa Atômica
Para estabelecer uma escala de massa uniforme para os átomos é necessário selecionar um padrão contra o qual as
massas relativas possam ser comparadas. Atualmente, a referência acordada utiliza o isótopo mais abundante do
carbono, o carbono-12, 12C. A partir dessa referência, um átomo desse isótopo tem exatamente 12 unidades de massa,
que são chamadas de unidades de massa atômica. Alguns preferem utilizar o símbolo uma para a unidade de massa
atômica. O símbolo internacionalmente acordado é u, que é o símbolo que utilizaremos em todo o restante do livro.
Atribuindo 12 u à massa de um átomo de 12C, o tamanho da unidade de massa atômica é estabelecido como 1/12 da
massa de um único átomo de carbono-12:
1 átomo de 12C tem uma massa de 12 u (exatamente)
1 u igual à massa de 1/12 de átomo de 12C (exatamente)
Em termos modernos, a massa atômica de um elemento é a massa média de átomos do elemento (conforme eles
ocorrem na natureza) em relação a um átomo de carbono-12, ao qual é atribuída uma massa de 12 unidades. Assim
sendo, se um átomo médio de um elemento tem uma massa duas vezes a de um átomo de 12C, sua massa atômica seria
24 u.
Em geral, o número de massa de um isótopo difere ligeiramente da massa atômica do isótopo. Por exemplo, o
isótopo 35Cl tem uma massa atômica de 34,968852 u. De fato, o único isótopo que tem uma massa atômica igual ao
seu número de massa é o 12C, porque, por definição, a massa desse átomo é exatamente 12 u.
Exercício Proposto 0.10
Os átomos de alumínio têm uma massa que é 2,24845 vezes a de um átomo de 12C. Qual é a massa atômica do
alumínio? (Sugestão: Lembre-se de que temos uma ferramenta que dá a relação entre a unidade de massa atômica e o
12C.)
Exercício Proposto 0.11
Quão mais pesado é o átomo médio de cobre de ocorrência natural do que um átomo de 12C? Consulte a tabela na
contracapa frontal deste livro para os dados necessários.
Exercício Proposto 0.12
A definição do tamanho da unidade de massa atômica é realmente bastante arbitrária. Outro átomo poderia ter sido
escolhido e poderia a unidade de massa atômica ter sido outra fração da massa desse átomo? Dê um exemplo. Dê
algumas razões pelas quais os cientistas escolheram de um átomo de C-12 como a definição da unidade de massa
atômica.
■ O hidrogênio tem um terceiro isótopo chamado trítio com dois nêutrons no seu núcleo. A quantidade de trítio nas
amostras de hidrogênio é muito pequena.
Os químicos geralmente trabalham com a mistura de isótopos que ocorre naturalmente para um dado elemento.
Como a composição dessa mistura de isótopos é quase constante independentemente da fonte do elemento, podemos
falar de uma massa média de um átomo do elemento — média em termos de massa. Por exemplo, o hidrogênio de
ocorrência natural é quase inteiramente uma mistura de dois isótopos, com um traço de um terceiro, nas proporções
relativas dadas na Tabela 0.4. A “massa média de um átomo” do elemento hidrogênio, conforme ele ocorre na
natureza, é 0,083992 vez a de um átomo de 12C. Como 0,083992 H 12,000 u = 1,0079 u, a massa atômica média do
hidrogênio é 1,0079 u. Observe que esse valor médio é apenas um pouco maior do que a massa atômica do 1H porque
o hidrogênio de ocorrência natural contém, em sua maior parte, o 1H, apenas um pouco de 2H e um traço de 3H,
conforme mostra a Tabela 0.4.
Os cientistas ainda medem as massas dos isótopos e calculam massas atômicas médias para aumentar a exatidão dos
seus valores. A International Union of Pure and Applied Chemistry, a IUPAC, um órgão internacional de cientistas
responsáveis por estabelecer normas em química, quando necessário, revisa as massas atômicas médias de forma a
refletir sua pesquisa. O boxe Ciência de Ponta 0.3 discute os resultados mais recentes da IUPAC de que a certos
elementos não se pode atribuir uma única massa atômica média.
TABELA 0.4 Abundância de Isótopos de Hidrogênio
Isótopo de Hidrogênio Massa Abundância Percentual
1H 1,007825 u 99,985
2H 2,0140 u 0,015
3H 3,01605 u traço
Massas Atômicas Médias a partir das Abundâncias Isotópicas
Originalmente, as massas atômicas relativas dos elementos eram determinadas de uma maneira semelhante àquela
descrita para o hidrogênio e o flúor em nossa discussão anterior. Uma amostra de um composto era analisada para a
massa de cada elemento da sua fórmula, e a partir da proporção dos elementos na fórmula eram calculadas as massas
atômicas relativas. Essas massas relativas eram, então, ajustadas, caso necessário, para relacioná-las com o 12C. Hoje
em dia, métodos,como a espectrometria de massa de alta resolução discutida em Ciência de Ponta 0.2, são usados para
medir com precisão as abundâncias relativas dos isótopos dos elementos e suas massas atômicas. A abundância
relativa (também chamada de fração de átomos) de um isótopo é definida como a fração de todos os átomos de um
elemento que existe como um dado isótopo.
https://jigsaw.vitalsource.com/books/9788521633952/epub/OEBPS/Text/13_chapter0.html#ch0tab4
https://jigsaw.vitalsource.com/books/9788521633952/epub/OEBPS/Text/13_chapter0.html#ch0tab4
T
Esse tipo de informação possibilitou calcular valores mais precisos das massas atômicas médias. A massa atômica
média de qualquer elemento pode ser calculada multiplicando-se a abundância relativa de cada isótopo por sua massa e
somando-se os valores. O Exemplo 0.2 ilustra como é feito esse cálculo.
CIÊNCIA DE PONTA 0.3
As Massas Atômicas Estão Mudando (Novamente)
odos nós gostamos de pensar que há algumas constantes sólidas e inalteráveis na ciência, como a
velocidade da luz e a unidade de massa atômica. Conforme vimos neste capítulo, as primeiras
medições de grandezas como a razão e/m do elétron ou sua massa são um tanto quanto imprecisas.
Medições contínuas e instrumentos aperfeiçoados refinam essas grandezas para valores cada vez
melhores. A International Union of Pure and Applied Chemistry, a IUPAC, e o National Institute of
Standards and Technology, o NIST, nos Estados Unidos, são duas organizações que avaliam novos
dados e anunciam as mudanças, se necessárias, para a comunidade científica. Periodicamente a IUPAC
publica relatórios para informar aos cientistas que a pesquisa recente requer que as massas atômicas
sejam ajustadas, e os cientistas já se acostumaram com essa prática.
TABELA 1 Faixas de Massas Atômicas Propostas pela IUPAC
Os elementos cujas massas atômicas agora são apresentadas como intervalos são mostrados abaixo
Nome do elemento De Até o intervalo
Hidrogênio 1,00794(7) [1,00784; 1,00811]
Lítio 6,941(2) [6,938; 6997]
Boro 10,811(7) [10,806; 10,821]
Carbono 12,0107(8) [12,0096; 12,0116]
Nitrogênio 14,0067(2) [14,00643; 14,00728]
Oxigênio 15,9994(3) [15,99903; 15,99977]
Silício 28,0855(3) [28,084; 28,086]
Enxofre 32,065(5) [32,059; 32,076]
Cloro 35,453(2) [35,446; 35,457]
Tálio 204,3833(2) [204,382; 204,385]
Recentemente, a IUPAC publicou um relatório relativo a mudanças das massas atômicas. Ele
informava que não poderiam determinar um valor único para as massas atômicas de 10 elementos
listados na Tabela 1. Aparentemente os isótopos desses elementos estão dispersos em diferentes
proporções ao redor do mundo. Por exemplo, a massa atômica do hidrogênio varia de 1,00785 para
1,00811, e, se a amostra vem de uma substância química reagente, ela terá uma massa maior do que se
viesse de uma descarga de automóvel. Situações bimodais semelhantes ocorrem com outros elementos.
Veremos posteriormente neste capítulo que essas informações já foram utilizadas em investigações de
cena de crimes.
O resultado final é que a IUPAC recomenda que os elementos selecionados tenham uma faixa de
massas atômicas ao invés de um único valor. Conforme veremos no capítulo seguinte, todas as medições
experimentais têm alguma incerteza associada e esse relatório enfatiza esse ponto de forma dramática.
Com exceção do lítio, a faixa de valores da tabela é menor do que um décimo de um por cento. Os
cálculos neste livro não são afetados pelas incertezas apresentadas pela IUPAC.
Exemplo 0.2
Cálculo de Massas Atômicas Médias a partir das Abundâncias Isotópicas
O cloro de ocorrência natural é uma mistura de dois isótopos. Em qualquer amostra desse elemento, 75,77 % dos
átomos são 35Cl e 24,23 % são átomos de 37Cl. A massa atômica exatamente medida do 35Cl é 34,9689 u e a do 37Cl
é 36,9659 u. A partir desses dados, calcule a massa atômica média do cloro.
Análise: Vamos precisar determinar a abundância relativa de cada isótopo a partir das suas porcentagens de
átomos. Em seguida, podemos multiplicar a massa exata de cada isótopo por suas abundâncias relativas para
determinar quanto de cada isótopo contribui para a massa total. Somando todas as contribuições teremos a massa
média.
Montagem das Ferramentas: Precisamos da ferramenta para o cálculo das abundâncias relativas a partir das
porcentagens de átomos. Se uma amostra é constituída de mais de um isótopo, então a contribuição em massa de um
dos isótopos, X, na amostra é calcula utilizando-se a equação
contribuição em massa de X = (massa exata de X) × (abundância relativa de X)
Solução: Vamos calcular as contribuições em massa dos dois isótopos como
Agora somamos essas contribuições obtendo a massa total do “átomo médio”.
26,496 u + 8,957 u = 35,453 u arredondado para 35,45 u
Observe que nesse problema de duas etapas mantemos um algarismo significativo extra até ao arredondamento final
para quatro algarismos significativos.
A Resposta É Razoável? Para uma verificação rápida: Sabemos que a resposta deve ficar entre a massa mais
alta e a massa mais baixa; ela está e isso nos satisfaz. Em uma análise mais detalhada, a resposta deverá estar
próxima da massa do 35Cl, pois o 35Cl é mais abundante do que o 37Cl. Nosso resultado está mais próximo de 35 do
que de 37; portanto, podemos nos sentir bastante confiantes de que nossa resposta esteja correta.
Exercício Proposto 0.13
O boro de ocorrência natural é constituído de 19,9 % de átomos de 10B e de 90,1 % de átomos de 11B. Os átomos de
10B têm uma massa de 10,0129 u e os de 11B têm uma massa de 11,0093 u. Calcule a massa atômica média do boro.
(Sugestão: Converta a abundância percentual em abundância relativa.)
A
Exercício Proposto 0.14
O neônio, o gás utilizado em lâmpadas de néon, é constituído de 90,483 % de átomos de 20Ne, de 0,271 % de
átomos de 21Ne e de 9,253 % de átomos de 22Ne. Os átomos de 20Ne têm uma massa de 19,992 u, os átomos de
21Ne têm uma massa de 20,994 u e os de 22Ne têm uma massa de 21,991 u. Calcule a massa atômica média do
neônio.
Investigações recentes mostraram que medir a abundância isotópica pode ajudar a resolver casos de crimes. Nesse
caso, ligeiras variações de isótopos de um local para outro puderam fornecer informações em um possível caso de
assassinato, conforme discutido em Ciência de Ponta 0.4.
CIÊNCIA DE PONTA 0.4
Proporções Isotópicas Ajudam a Solucionar Crimes
variação da distribuição de isótopos ao redor do mundo já entrou para a ciência forense. Em
fevereiro de 1971, o corpo de uma mulher foi encontrado sob um viaduto de uma autoestrada na
extremidade sul de Lake Panasoffkee no centro da Flórida, nos EUA. Ela tinha sido assassinada. Os
detetives do caso não puderam identificar a mulher ou seu(sua) assassino(a), e ela foi sepultada como
Fulana de Tal.
Em 1987 o corpo foi exumado para maiores investigações, mas a ciência forense da época não levou
a nenhuma outra conclusão. No entanto, em 2012, o esqueleto foi levado para o Projeto Tampa Bay Cold
Case na University of South Florida, foram tiradas lascas do esmalte dos seus dentes e ossos, e foram
coletadas amostras do cabelo. Essas amostras foram, então, analisadas para isótopos de chumbo,
carbono e oxigênio, o que deu pistas para sua história.
A proporção entre os isótopos de diferentes elementos varia nas rochas e no solo, dependendo da
sua localização geográfica. Utilizando um espectrômetro de massa (Ciência de Ponta 0.2) os químicos
podem determinar essas proporções e comparar as proporções com os locais em todo o mundo.
O primeiro elemento a dar uma indicação de onde ela era foi o chumbo. O chumbo tetraetila mostrado
na figura vista ao lado era utilizado na gasolina até os anos 1970, e esse chumbo contaminava o ar, o
solo, os alimentos e os corpos das crianças em crescimento. O chumbo utilizado na Europa vinha da
Austrália, o que tinha uma assinatura isotópica diferente em comparação com o chumbo usado nos
Estados Unidos. Isso indicava que a mulher era da Europa.
Os isótopos do segundo elemento, o oxigênio, apontavam para o sul da Europa. Quando aágua
evapora do mar, a água com os isótopos mais pesados de oxigênio, o 18O e o 17O, precipita-se mais
próximo da costa, e o oxigênio nos ossos dela tinham uma maior concentração dos isótopos mais
pesados. A combinação dos padrões isotópicos do chumbo e do oxigênio apontava para uma origem
geográfica na Grécia com uma probabilidade de 60-70 %.
O último elemento analisado para isótopos foi o carbono. Utilizando o cabelo da mulher e examinando
as proporções entre os isótopos de carbono ao longo do cabelo, os cientistas puderam concluir que ela
havia chegado aos Estados Unidos recentemente. Os Estados Unidos têm uma dieta com base em milho,
enquanto os europeus têm uma dieta baseada em trigo, e o milho dos Estados Unidos tem uma
proporção maior dos isótopos mais pesados do carbono.
| Resumo
Organizado pelos Objetivos do Estudo Deste Capítulo
Desenvolver um sentido do escopo e finalidade das ciências químicas
A química tem algumas ideais centrais a se manter em mente. Elas incluem a teoria atômica desenvolvida por Dalton.
Em seguida vem a ideia de que a escala atômica está refletida no mundo macroscópico. Outra ideia é a de que
variações e probabilidade de energia nos permitem entender por que as substâncias químicas reagem. Por último é a de
que a estrutura tridimensional das moléculas frequentemente dita a sua função.
Aprender como os elementos foram formados
O hidrogênio, o deutério e o hélio, com quantidades traço de lítio foram formados no big bang. Os elementos até ao
ferro foram produzidos nas estrelas, principalmente as gigantes vermelhas. Os elementos naturais restantes foram
formados nas supernovas.
Entender que a distribuição das substâncias no mundo não é acidental
À medida que a matéria se acumulou vindo das supernovas, o hidrogênio tendeu a formar novas estrelas, enquanto os
elementos mais pesados formaram planetas. À medida que a Terra fundida resfriou, os elementos e compostos com
diferentes propriedades físicas separaram-se, resultando em sua distribuição não uniforme, conforme observamos.
Compreender a poderosa natureza da teoria atômica
Dalton baseou sua teoria atômica na lei das proporções definidas e na lei da conservação da massa. A teoria de
Dalton propunha que a matéria consiste em átomos indestrutíveis com massas que não variam durante as reações
químicas. Durante uma reação química, os átomos podem trocar de parceiros, mas eles nem são criados nem
destruídos. Hoje em dia, utilizando instrumentos modernos os cientistas podem “ver” átomos nas superfícies dos
sólidos.
 0.1
Entender como chegamos a conhecer a estrutura do átomo
Os átomos podem ser divididos em partículas subatômicas, como elétrons (com uma carga negativa, 1–), prótons
(com uma carga positiva, 1+) e nêutrons (com carga zero). O número de prótons é chamado de número atômico (Z)
do elemento. Cada elemento tem um número atômico diferente. Os elétrons são encontrados no exterior do núcleo;
seu número é igual ao número atômico em um átomo neutro. Os isótopos de um elemento têm números atômicos
idênticos, mas números de nêutrons diferentes. A massa atômica (peso atômico) de um elemento é a massa relativa
dos seus átomos em uma escala em que os átomos de carbono-12 têm uma massa de exatamente 12 u (unidades de
massa atômica). A maioria dos elementos ocorre na natureza na forma de misturas uniformes de um pequeno número
de isótopos, cujas massas diferem ligeiramente. No entanto, todos os isótopos de um elemento têm propriedades
químicas praticamente idênticas.
FERRAMENTAS 
Ferramentas para a Resolução de Problemas As ferramentas vistas a seguir foram
introduzidas neste capítulo. Estude-as cuidadosamente a fim de selecionar as ferramentas
adequadas quando for necessário.
Lei das proporções definidas (Seção 0.4)
Um dado composto sempre terá a mesma composição atômica e os elementos sempre estarão presentes nas mesmas
proporções em massa.
Lei da conservação da massa (Seção 0.4)
A massa nem é perdida nem é ganha em uma reação química.
Números de partículas subatômicas nos átomos (Seção 0.5)
Número de elétrons = número de prótons (apenas em átomos neutros)
Número atômico (Z) = número de prótons
Número de massa (A) = número de prótons + número de nêutrons
Símbolos dos elementos (Seção 0.5)
Cada elemento tem uma abreviatura com uma ou duas letras sendo a primeira letra sempre maiúscula e a segunda
letra, se presente, minúscula.
Símbolos atômicos dos isótopos (Seção 0.5)
O número de massa (A) vem antes do símbolo do elemento como um sobrescrito e o número atômico (Z) também vem
antes do elemento como um subscrito.
Os problemas de revisão estão apresentados em pares separados por linhas azuis. As respostas dos
problemas cujos números estão em azul são dadas no Apêndice B. Os problemas mais desafiadores
estão marcados com um asterisco *.
| Questões de Revisão
Conceitos Importantes em Química
Sugira outros dois conceitos importantes da química. Essas ideias são apropriadas para um curso introdutório
de química?
 0.2
 0.3
 0.4
 0.5
 0.6
 0.7
 0.8
 0.9
0.10
0.11
0.12
0.13
0.14
0.15
0.16
0.17
0.18
0.19
0.20
0.21
0.22
0.23
0.24
0.25
0.26
0.27
0.28
(a)
(b)
(c)
Sabendo o que sabemos hoje, quais dos postulados da teoria atômica estão errados?
De que maneiras a teoria atômica afeta a descoberta de novos medicamentos?
Agite alguns cristais de sal na sua mão e observe os cristais. O que a forma do cristal de sal nos diz?
Existe algum exemplo de cristais na natureza que sugerem o arranjo atômico subjacente?
O calor é uma forma de energia. Se uma reação libera calor, as substâncias que restarem terão mais ou menos
energia do que quando a reação começou?
Você pode pensar em uma reação química que começa tão logo as substâncias químicas são misturadas? Você
pode deduzir como os átomos perdem energia nessa reação?
Algumas moléculas biológicas grandes dependem da sua forma molecular para a sua função. Você pode
descrever uma delas?
As Supernovas e os Elementos
Quais elementos foram formados (a) durante os primeiros momentos do big bang, (b) em estrelas gigantes
vermelhas e (c) durante uma supernova?
Que efeito a formação do ferro tem em uma estrela gigante vermelha?
Qual é o elemento predominante do sistema solar de hoje?
Os Elementos e a Terra
Descreva o caroço da Terra. Por que o caroço não é de um elemento diferente, como o chumbo ou o
alumínio?
Que fatores físicos fizeram com que os elementos e minerais se separassem na Terra?
Essa separação ainda está ocorrendo na Terra?
Teoria Atômica
Que dispositivos de medição os químicos antigos tinham à disposição para estabelecer as leis da conservação
da massa e das proporções definidas?
Com suas próprias palavras descreva como a teoria atômica de Dalton explica a lei da conservação da massa e
a lei das proporções definidas.
Qual das leis de combinação química é utilizada para definir o termo composto?
Estrutura Interna do Átomo
Quais são os nomes, símbolos e cargas elétricas das três partículas subatômicas apresentadas neste capítulo?
Onde em um átomo se concentra quase toda a sua massa? Explique sua resposta em termos das partículas que
contribuem para essa massa.
O que é um núcleon? Quais nós estudamos?
Como foi determinada a razão entre a carga e a massa do elétron?
Como Robert Millikan determinou a carga de um elétron e como isso permitiu a determinação da massa do
elétron?
Como o próton foi descoberto?
Que experimento Rutherford realizou para determinar a existência do núcleo?
Por que não contamos os elétrons quando determinamos a massa de um elemento?
Defina os termos número atômico e número de massa. Que símbolos são usados para designar esses termos?
Considere o símbolo , onde X significa o símbolo químico de um elemento. Que informações são dadas
nos locais (a) a e (b) b?
Escreva os símbolos dos isótopos que contêm o que se segue. (Utilize a tabela de massas e números atômicos
impressa na contracapa frontal para informações adicionais, caso necessário.)
Um isótopo do iodo cujos átomos têm 78 nêutrons
Um isótopo do estrôncio cujos átomos