QUIMICA U1

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E N G . M A R C E L O L U I Z C R U Z D E S O U Z A | f l c 0 1 9 7 E N M
UNIDADE 1 - ESTRUTURA ATÔMICA 
A partir desta unidade você será capaz de: 
• identificar os modelos atômicos e as unidades fundamentais da 
matéria; 
• reconhecer a organização atual dos elementos químicos na tabela 
periódica; 
• utilizar o Diagrama de Linus Pauling; identificar o número de 
elétrons da camada de valência dos elementos químicos e os 
quatro números quânticos; 
• estudar a estabilidade química dos elementos químicos através da 
Regra do Octeto e de suas exceções; 
• diferenciar e realizar as ligações iônicas, ligações covalentes ou 
moleculares e as ligações metálicas. 
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Plano de estudos
• TÓPICO 1 – MODELOS ATÔMICOS 
• TÓPICO 2 – TABELA PERIÓDICA 
• TÓPICO 3 – LIGAÇÕES QUÍMICAS 
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• Desde os primórdios o homem tentava entender a origem da vida, a 
relação entre o homem e o seu meio e as transformações ocorridas na 
natureza. Com isso explicavam a origem do mundo, do fogo, da água, 
dos alimentos etc. 
• Empédocles, um filósofo grego, idealizou a explicação da constituição 
da matéria. Para ele, a matéria era constituída por quatro elementos 
primários: o fogo, o ar, a água e a terra. Tais elementos sofriam 
constantes mudanças, porém eram indestrutíveis. 
• Em seguida, Aristóteles divulgou sua ideia de que esses quatro 
elementos poderiam ser diferenciados através de suas propriedades: 
• A terra seria fria e seca;
• A água seria fria e úmida;
• O fogo seria quente e seco; 
• O ar seria quente e úmido.
INTRODUÇÃO
• A alquimia foi muito importante para o desenvolvimento da química. 
Os alquimistas criaram equipamentos de laboratório e desenvolveram 
várias metodologias para a obtenção de metais, na produção de papiros, 
sabões e de funções inorgânicas, como: o ácido sulfúrico, o ácido 
nítrico, o hidróxido de sódio e o hidróxido de potássio. 
• CHYMIA = fundir, moldar. Origem grega. 
• KHEMEIA = terra ou país. Origem egípcia. 
• Atualmente, com o avanço da tecnologia, podemos comparar os 
químicos com os antigos alquimistas. 
• No século V a.C., Demócrito e Leucipo acreditavam que a 
matéria era constituída por pequenas partículas indivisíveis, os 
átomos. 
• Em 1808, John Dalton retomou essa ideia através de sua teoria 
atômica, sugerindo que os átomos eram esferas maciças 
(rígidas) e indivisíveis. 
• No final do século passado, muitos cientistas desenvolveram 
vários experimentos para demonstrar que os átomos são 
constituídos por partículas ainda menores, subatômicas. 
• 
• Modelo atômico é uma representação gráfica que procura 
explicar, de maneira científica, os fenômenos relacionados à 
composição da matéria e suas formas.
OS QUATRO MODELOS ATÔMICOS 
• O MODELO ATÔMICO DE JOHN DALTON 
• O cientista inglês John Dalton (1766-1844) propôs o modelo 
conhecido como Teoria Atômica de Dalton: 
• A matéria é constituída por pequenas partículas esféricas 
maciças e indivisíveis, denominadas átomos; 
• Elemento químico é a junção de átomos com a mesma massa, 
tamanho e as mesmas propriedades; 
• Elementos químicos diferentes possuem propriedades 
diferentes, tais como tamanho e massa; 
• A combinação de átomos de elementos diferentes forma 
substâncias diferentes; 
• Durante uma reação química os átomos não são criados, nem 
destruídos, são 
reorganizados, formando novas substâncias. 
• O MODELO ATÔMICO DE JOSEPH JOHN THOMSON 
• Joseph John Thomson (1856-1940) conseguiu demonstrar que 
o átomo não era divisível, utilizando uma aparelhagem 
denominada tubo de raios catódicos. Com base nas evidências 
deste experimento, Joseph John Thomson concluiu que: 
• Os raios eram partículas (corpúsculos) menores que os átomos; 
• Os raios apresentavam carga elétrica negativa, denominadas 
elétrons; 
• O átomo era uma esfera maciça, positiva, incrustada de elétrons 
(carga negativa), de modo que a carga total fosse nula; 
• Em sua totalidade, o átomo seria eletricamente neutro. 
• O MODELO ATÔMICO DE ERNEST RUTHERFORD 
• Ernest Rutherford (1871-1937), em 1904, ao realizar um 
experimento com gás hidrogênio (H
2
), detectou a presença de 
partículas com cargas elétricas positivas ainda menores, as 
quais ele denominou prótons (p). 
• Ele propôs que o átomo seria constituído no centro por um 
núcleo positivo que continha a massa e os nêutrons do átomo. A 
região fora do núcleo, chamada de eletrosfera, deveria ser 
ocupada pelos elétrons de carga negativa, orbitando ao redor do 
núcleo. 
• MODELO ATÔMICO DE NIELS BOHR–TEORIA ATÔMICA 
ATUAL 
• Os elétrons movimentam-se em órbitas circulares ao redor do 
núcleo do átomo; 
• Cada órbita possui energia constante, estacionária. Os elétrons 
que estiverem nas órbitas mais afastadas do núcleo serão mais 
energéticos; 
• Absorvendo certa quantidade de energia, o elétron salta para 
uma órbita mais energética. Voltando à sua órbita original, perde 
a mesma quantidade de energia, na forma de luz (ondas 
eletromagnéticas); 
• O núcleo é positivo e as órbitas são regiões específicas 
disponíveis para acomodar os elétrons, de carga negativa, as 
chamadas camadas eletrônicas ou níveis de energia; 
• Cada camada eletrônica ou nível de energia foi representado 
por uma letra: K, L, M, N, O, P e Q, recebendo um número 
quântico principal (n): 1, 2, 3, 4, 5, 6 e 7, respectivamente; 
• Obs.: A camada eletrônica ou nível de energia mais afastada do 
núcleo é a mais energética e recebe o nome de Camada de 
Valência (CV). 
• A matéria é definida como tudo o que possui massa, volume e 
ocupa lugar no espaço. 
• Devemos ter o cuidado para não confundir energia com matéria. 
Energia não pode ser considerada como matéria, pois não 
ocupa lugar no espaço. 
• Energia é uma transformação, realização de trabalho. 
• Toda matéria é formada por átomos, e estes são definidos como 
as menores partículas que constituem a matéria. Ao se definir a 
composição de um material ou substâncias, consegue-se 
identificar quais os átomos que a formam, ou seja, quais os 
elementos químicos que estão presentes. 
A MATÉRIA
• Para finalizar este conteúdo veremos: As Partículas 
Fundamentais da Matéria: Prótons, Elétrons e Nêutrons. 
• Prótons: são partículas positivas. Representadas por: p+ 
• Elétrons: são partículas negativas. Representadas por: e- 
• Nêutrons: são partículas neutras, ou seja, não apresentam 
carga positiva ou negativa. São representadas por: n.
• A junção de vários átomos iguais, ou seja, que apresentam o 
mesmo número atômico (Z), é chamada de Elemento químico. 
• O número atômico (Z) é a característica mais importante de um 
elemento químico, pois ele indica o número de prótons (p) e o 
número de elétrons (e-) do elemento. 
• Em um elemento químico: Z = p = e- 
• Todo elemento apresenta um número atômico (Z), um número 
de massa atômica (A) e um número de nêutrons (n). 
• O número de nêutrons deve ser calculado através da fórmula a 
seguir: 
• Onde: n = número de nêutrons; A = número de massa atômica; 
Z= número atômico.
DEFINIÇÃO DE ELEMENTO QUÍMICO 
• Os íons são espécies químicas carregadas eletricamente. Íons 
carregados com carga positiva são chamados de cátions e íons 
carregados com carga negativa são chamados de ânions. 
• OS CÁTIONS: são íons que doam (perdem) elétrons, desta 
forma adquirem carga positiva. Ex.: Na+1, Ca+2, Al+3 etc. 
• OS ÂNIONS: são íons que ganham (recebem) elétrons, desta 
forma adquirem carga negativa. Ex.: N-3, O-2, F-1 etc. 
Íons 
• No iníciodo século XX, experiências realizadas por Soddy e 
outros cientistas com elementos radioativos mostraram 
evidências de que um elemento químico pode ser constituído 
por uma mistura de vários átomos com o mesmo número 
atômico, mas com diferentes números de massa. Esses átomos 
foram chamados por Soddy de isótopos. 
• Outros átomos com semelhanças atômicas também são 
estudados, como os isóbaros, isótonos e isoeletrônicos. 
AS SEMELHANÇAS ATÔMICAS 
• São átomos de um mesmo elemento químico que apresentam o 
mesmo número atômico (Z) e diferentes números de massa 
atômica (A). O magnésio, por exemplo, é um elemento químico 
que ocorre na natureza na forma de três isótopos. 
Isótopos 
• São átomos que apresentam o mesmo número de massa 
atômica (A) e diferente número atômico (Z), logo, pertencem a 
elementos químicos diferentes. Na tabela periódica encontram-
se vários elementos químicos com o mesmo valor de massa 
atômica. 
Isóbaros 
Isótonos
• São átomos de diferentes elementos químicos com números 
atômicos (Z) e números de massas atômicas (A) diferentes, 
porém, com mesmo número de nêutrons. Sendo: n = A – Z. 
• São espécies químicas diferentes que apresentam o mesmo 
número de elétrons. Tais espécies englobam os íons, cátions e 
ânions, e também os elementos químicos. 
• Ambos os elementos são isoeletrônicos, pois no final 
apresentam o mesmo número de elétrons. A perda ou o 
ganho de elétrons sempre ocorre com número atômico (Z) da 
espécie química. 
Isoeletrônicos
• Linus Pauling desenvolveu um diagrama para o preenchimento 
da eletrosfera pelos elétrons de um átomo em ordem crescente 
de energia, definida pelo diagrama em níveis e em subníveis de 
energia. 
• Ex.: 1s2: 1 = número quântico principal = camada eletrônica ou 
nível de energia = K 
• s = subnível. 
O DIAGRAMA DE LINUS PAULING E A DISTRIBUIÇÃO 
ELETRÔNICA 
• Para realizar uma distribuição eletrônica deve-se usar o número 
atômico (Z) do átomo e respeitar a ordem do Diagrama de Linus 
Pauling. 
• Para isso, basta seguir as setas de cima para baixo na diagonal. 
• A soma dos elétrons dos subníveis deve ser igual ao valor do 
número atômico do átomo. 
• No final deve-se indicar a Camada de Valência, ou seja, a 
camada ou nível com o maior número quântico principal. 
• Neste caso a Camada de Valência é 6s2, pois apresenta o maior 
número quântico principal, que neste caso é 6. 
• Número quântico principal (n) 
OS NÚMEROS QUÂNTICOS
• Número quântico secundário (l) 
• Orbitais atômicos 
• Orbital atômico é o local mais provável de se encontrar os 
elétrons de um átomo. O orbital atômico é representado por um 
“quadradinho”. 
• Número quântico magnético ou azimutal (ml) 
• Está relacionado com a região de maior probabilidade de se 
encontrar um elétron, chamada de orbital. Como cada orbital 
comporta no máximo dois elétrons, estes são associados aos 
subníveis de energia, e devido a isso apresentam valores 
variados, -ml, à esquerda do zero e +ml, à direita do zero. Cada 
subnível de energia pode apresentar um ou mais orbitais. 
• Número quântico de Spin (ms) 
• Indica a rotação do elétron dentro do orbital. Esse número 
quântico diferencia os elétrons de um mesmo orbital. Conforme 
o princípio de exclusão de Pauli, cada orbital comporta no 
máximo dois elétrons de rotações contrárias. Os elétrons são 
representados por Spins (setas). 
• À medida que percorremos um período, as propriedades físicas 
variam regularmente, uniformemente. Num grupo, os elementos 
ap resen tam p rop r i edades qu ím icas seme lhan tes . 
Esquematicamente: 
A TABELA PERIÓDICA 
A ORGANIZAÇÃO DOS ELEMENTOS QUÍMICOS NA 
TABELA PERIÓDICA 
• Elementos artificiais - Os elementos químicos que apresentam 
número atômico superior a 92 são artificiais, isto é, foram 
sintetizados em laboratório químico através de pesquisas 
nucleares. Com exceção dos elementos promécio, com número 
atômico igual a 61, e tecnécio, com número atômico igual a 43. 
Dos 118 elementos químicos reconhecidos, os elementos 
artificiais classificam-se em: 
• Cisurânicos: recebem esse nome (cis = “aquém de”) porque 
apresentam número atômico inferior a 92, o do elemento urânio. 
São os seguintes: tecnécio (Tc), ástato (At), frâncio (Fr) e 
promécio (Pm). 
• Transurânicos: recebem esse nome (trans = “além de”) porque 
apresentam número atômico superior a 92, ou seja, que se 
encontram depois do urânio. 
FAMÍLIAS OU GRUPOS
• METAIS – Ocupam cerca de 80% da Tabela Periódica. São 
sólidos em temperatura ambiente, com exceção do mercúrio 
(Hg), que é o único metal líquido. São bons condutores de calor 
e eletricidade, são maleáveis, apresentam ductibilidade, 
tenacidade e brilho metálico. São cátions, possuem a 
capacidade de doar elétrons, presentam 1, 2 ou 3 elétrons na 
camada de valência. 
• NÃO METAIS – Representam cerca de 10% da Tabela 
Periódica, porém são os mais abundantes na natureza. Não há 
um estado físico definido. Não apresentam brilho, não 
conduzem calor nem eletricidade e são utilizados na produção 
de pólvora e pneus. 
• SEMIMETAIS – Estes elementos apresentam características 
intermediárias entre os metais e os não metais. 
METAIS, SEMIMETAIS E NÃO METAIS 
• Ligação química é o nome dado às formas de associação 
existentes entre os átomos. 
• Qualquer fenômeno químico ocorre na eletrosfera do átomo. As 
ligações químicas, por exemplo, acontecem devido às 
interações entre as eletrosferas dos átomos ligantes. 
• E por qual motivo isso acontece? Se observarmos os gases 
nobres, que já são estáveis, perceberemos que esses 
elementos possuem uma característica típica em relação às 
suas configurações eletrônicas e o número de elétrons na 
camada de valência. 
LIGAÇÕES QUÍMICAS 
• Os gases nobres apresentam duas caracter íst icas 
fundamentais: são estáveis quimicamente e apresentam a 
última camada completa com oito elétrons. Com exceção do 
grupo 8A, os outros átomos apresentam a capacidade de se 
combinar. 
• Valência - É o que determina o número de ligações que o 
átomo necessita fazer. 
• Eletrovalência - É o valor da valência (carga elétrica) seguida 
do respectivo sinal. Os cátions, por perderem elétrons, 
apresentam eletrovalência positiva e os ânions, por ganharem 
elétrons, apresentam eletrovalência negativa. 
• “Ligação iônica ou eletrovalente é aquela que se estabelece 
por meio da transferência definitiva de elétrons entre 
átomos”. 
• Os metais são catiônicos, por isso doam seus elétrons da 
camada de valência para os não metais, que são aniônicos e 
por isso recebem esses elétrons, ambos com o intuito de se 
estabilizar. 
• Notação de Lewis ou Fórmula eletrônica: é a representação 
dos elétrons da camada de valência ao redor do átomo. Tais 
elétrons podem ser representados por pontos (.) ou (x). 
• Fórmula molecular: é a representação final do número de 
elementos utilizados na ligação. Coloca-se em primeiro lugar o 
cátion e em seguida o ânion. 
AS LIGAÇÕES IÔNICAS
• Os não metais e o hidrogênio (H) apresentam alta 
eletronegatividade. A ligação entre seus átomos, estabelecida 
para alcançarem a estabilidade, é chamada de ligação 
covalente ou molecular. 
• Ligação covalente é aquela que envolve um par eletrônico 
que é compartilhado pelos dois átomos. 
• Um elemento químico pode efetuar uma ou mais ligações 
covalentes, dependendo do número de elétrons disponíveis em 
sua camada de valência para formar outros pares de elétrons e 
do número de elétrons que deve compartilhar para se tornar 
estável. 
• Cada compartilhamento de elétrons – ou seja, cada ligação 
covalente – realizada é representada por um traço (-----). Este 
tipo de ligação apresentará a fórmula eletrônica ou notação 
de Lewis, a fórmula estrutural e, finalmente, a fórmula 
molecular.
AS LIGAÇÕES COVALENTES OU MOLECULARES 
• Este tipo de ligação ocorre entre um elemento não metálico com 
outro não metálico, hidrogênio com hidrogênio e hidrogênio com 
um elemento não metálicopor compartilhamento de elétrons, 
com diferença de eletronegatividade inferior a 1,7. 
• As ligações covalentes ou moleculares podem ser classificadas 
como: 
• Simples: representada por um traço e chamada de sigma 
(σ); 
• Dupla: representada por dois traços; 
• Tripla: representada por três traços. 
A OCORRÊNCIA DAS LIGAÇÕES COVALENTES OU 
MOLECULARES 
• Este é um caso especial de ligação covalente, onde só realizará 
a ligação coordenada dativa o elemento que já tenha 
realizado suas ligações, ou seja, já está estável, e que 
apresente pelo menos um par de elétrons para compartilhar 
com o elemento que ainda não realizou suas ligações. 
A LIGAÇÃO COVALENTE COORDENADA DATIVA 
• “Ligação metálica é aquela realizada entre átomos e cátions de 
metais cujos elétrons mais externos migram do átomo para o 
cátion e vice-versa”. 
• Os metais apresentam várias características, como boa 
condutividade de calor e eletricidade, maleabilidade, 
ductibilidade, tenacidade, são sólidos à temperatura ambiente 
(25°C), com exceção do mercúrio (Hg), que é o único metal 
líquido, e são doadores de elétrons, ou seja, são catiônicos. 
Este tipo de ligação é conhecido como “mar de elétrons” ou 
“nuvem de elétrons”. 
A LIGAÇÃO METÁLICA 
• Uma liga metálica é a junção de dois ou mais metais ou de 
metais com ametais, cujo componente principal é um metal. 
• Por isso o objetivo de uma liga metálica é de melhorar as 
propriedades físico-químicas do material resultante e, se 
possível, diminuir o custo. 
• As ligações metálicas justificam a ocorrência das ligas 
metálicas, pois estão presentes nelas. 
AS LIGAS METÁLICAS 
• O termo geometria refere-se à maneira com que os átomos que 
formam uma molécula estão dispostos no espaço. 
• Geometria molecular “É a forma como os átomos estão 
distribuídos espacialmente em uma molécula. Podendo assumir 
várias formas geométricas, dependendo dos átomos que a 
compõem. As geometrias moleculares mais estudadas são 
linear, angular, trigonal plana, piramidal e tetraédrica.” 
GEOMETRIA E POLARIDADE DAS MOLÉCULAS 
• Geometria linear: 
• Geomet r ia Tr igona l 
Plana: 
• Geometria angular: 
• Geometria Piramidal: 
• G e o m e t r i a 
Tetraédrica: 
• “Polaridade da ligação é o resultado da diferença entre as 
eletronegatividades dos átomos que estão ligados”. 
• Sobre as ligações covalentes ou moleculares, podemos 
classificá-las segundo sua polaridade em: 
• Ligação covalente polar: formada por elementos diferentes, 
ou seja, há diferença de eletronegatividade e formação de 
cargas parciais d+ e d-, pois podemos identificar polos 
elétricos opostos. 
• Ligação covalente apolar: formada por elementos iguais, ou 
seja, não há diferença de eletronegatividade, ou essa é muito 
pequena ou igual a zero. Se os elementos são iguais, os 
valores de eletronegatividade também são, logo, a ligação é 
apolar.
POLARIDADE 
• Para verificarmos se uma molécula é polar ou apolar, devemos 
utilizar o vetor µ, que apresenta as seguintes características: 
• Sentido: do átomo menos eletronegativo para o mais 
eletronegativo. 
• Módulo: é a diferença entre a eletronegatividade dos 
átomos. 
• Quando os vetores forem para o mesmo sentido o µ= 0 e a 
molécula será polar. 
• Quando os vetores forem para sentidos opostos o µ = 0 e a 
molécula será apolar. 
Polaridade Molecular 
• “Força intermolecular é o nome dado à atração existente entre 
unidades elementares”. 
• As forças intermoleculares justificam a presença dos estados 
físicos das substâncias: estado sólido, estado líquido e 
estado gasoso, o que nos faz concluir que, entre as moléculas, 
existem forças de atração de diferentes intensidades. 
• As forças intermoleculares interferem diretamente nas 
temperaturas de fusão e nas temperaturas de ebulição de uma 
substância. 
• Quanto mais intensa for a força de atração entre as moléculas, 
mais difícil será separá-las, ou seja, será necessário fornecer 
muita energia para que tal separação ocorra, o que justifica as 
altas temperaturas de fusão e ebulição. 
FORÇAS INTERMOLECULARES 
• As Forças de Van der Waals ocorrem entre moléculas polares. A 
formação do dipolo se dá através da diferença de 
eletronegatividade entre os ligantes: o polo da extremidade 
negativa de uma molécula atrai o polo da extremidade positiva 
da molécula vizinha. 
FORÇAS DE VAN DER WAALS 
• São forças de atração que ocorrem em moléculas apolares no 
estado sólido ou líquido. A nuvem de elétrons nas moléculas 
apolares é contínua, não aparecendo cargas elétricas. Essa 
nuvem pode ser deformada por alguma ação externa, como a 
elevação da pressão e o abaixamento da temperatura, o que 
ocasiona uma distribuição desigual de cargas e o aparecimento 
de um dipolo. 
DIPOLO-DIPOLO OU DIPOLO INSTANTÂNEO 
MUITO OBRIGADO PELA 
ATENÇÃO!