Capítulo 04 - classificação e estrutura dos materiais

Capítulo 04:

4.1 – A evolução dos modelos atômicos

Modelos atômicos

• Retomemos o modelo de Dalton:- O átomo é a menor porção da matéria, e são esferas

maciças e indivisíveis- Foi o modelo adotado e aceito pela comunidade

científica durante quase todo o séc. XIX- Ainda é muito usado para representar estruturas

moleculares e sua distribuição espacial

• Mas o modelo de Dalton não conseguia explicar satisfatoriamente todos os fenômenos naturais

Modelos atômicos

• Tales de Mileto (640 - 546 a.C.) • Fez algumas experiências com âmbar (em grego - elektron) e descobriu que esse adquire uma carga elétrica quando é atritado com uma flanela

Modelos atômicos• Benjamin Franklin (1706 - 1790)• Observou que existem duas espécies de cargas elétricas, chamadas por ele, arbitrariamente de positiva e negativa.• Com essas observações foi possível explicar o fenômeno relatado por Tales de Mileto

Modelos atômicos• Cargas elétricas de sinais opostos se atraem.•Cargas elétricas de mesmo sinal se repelem.•Mais tarde essas e outras observações intensificaram a realização de experimentos envolvendo eletricidade, os quais permitiram associar a eletricidade ao átomo

Modelo de Thomsom

• Também chamado de pudim de passas

• As cargas elétricas negativas, chamadas elétrons (e-), estavam imersas em uma “sopa” de carga elétrica positiva, os prótons. O nº de e- deveria ser suficiente para anular a carga dos prótons

• Se o átomo perdesse e- ele ficaria com carga positiva, e se ganhasse e- ficaria com carga negativa

Modelo de Thomsom

• Quando um átomo ganha ou perde ele se transforma em uma espécie eletricamente carregada, que chamamos de íon

• Quando o átomo passa a ser um íon positivo, o chamamos de Cátion

• Quando o átomo passa a ser um íon positivo, o chamamos de Ânion

Radioatividade• 1896 - Becquerel descobre a radioatividade:

emissão espontânea de radiação vindo do Urânio.

• 1897 - Casal Curie descobrem dois elementos radioativos: Polônio e o Rádio.

Modelo atômico de Rutheford

• Também conhecido como modelo planetário

• Realizou experimentos que demonstraram pela primeira vez a existência do núcleo atômico, o que não era consistente com o modelo atômico de Thomson


• Comprovou a existência de um núcleo e uma eletrosfera

• Comprovou a existência de partículas diferentes e com cargas positivas diferentes


• Com base em seus dados, Rutheford também sugeriu a existência de cargas neutras no núcleo, cargas essas que serviriam para manter o núcleo coeso e explicavam os valores da massa atômica

Modelo atômico de Bohr

• É um modelo que descreve o átomo como um núcleo pequeno e carregado positivamente cercado por elétrons em órbita circular

• Explicava o problema de perda de energia do elétron, e possível colisão com o núcleo, que não acontecia


•No estado fundamental de um átomo, os elétrons se encontram no nível energético mais baixo possível.

•Se os elétrons de um átomo recebem energia ou colidem com outros elétrons, eles saltam para níveis mais externos. Neste caso, dizemos que os elétrons entram em estado excitado.


•Se os elétrons cedem energia, eles saltam para níveis mais internos e a energia liberada pelos elétrons sai em forma de quantum de luz ou fóton

4.2 – Classificação periódica

Tabela Periódica

• Consiste num ordenamento dos elementos conhecidos de acordo com as suas propriedades físicas e químicas

• Os elementos que apresentam as propriedades semelhantes são dispostos em colunas

• São organizados em forma crescente de Nº atômico

Tabela Periódica

• Em 1789, Antoine Lavoisier publicou uma lista de 33 elementos químicos,

• Agrupou os elementos em gases, não-metais, metais e terras:

- “Gases”: Luz, calor, oxigênio, nitrogênio e hidrogênio;- Não-Metais: enxofre, fósforo, carbono, radicais

muriático, fluorídrico e boráxico;

Tabela Periódica

• Em 1789, Antoine Lavoisier publicou uma lista de 33 elementos químicos,

• Agrupou os elementos em gases, não-metais, metais e terras:

- Metálicas: Antimônio, arsênico, bismuto, cobalto, cobre, ouro, ferro, chumbo, manganês, mercúrio, molibdênio, níquel, platina, prata, estanho, tungstênio e zinco;

- Terras: Calcáreo, magnésia, barita, alumina e sílica.

Tabela Periódica

• Em 1858, o químico alemão August Kekulé observou que o carbono tem uma tendência de ligar-se a outros elementos em uma proporção de um para quatro.

• Este conceito tornou-se conhecido como valência.

Tabela Periódica

• Em 1864, o também químico alemão Julius Lothar Meyer publicou uma tabela com os 49 elementos conhecidos organizados pela valência. A tabela revelava que os elementos com propriedades semelhantes freqüentemente partilhavam a mesma valência.

Tabela Periódica

• Nessa mesma época, O professor de química russo Dmitri Ivanovich Mendeleiev publicou sua “versão” da tabela periódica.

Tabela Periódica

• Mendeleiev propôs dois aspectos diferentes em sua tabela, que Meyer não havia proposto;

- Primeiro: deixar lacunas na tabela quando parecia que o elemento correspondente ainda não tinha sido descoberto.

- Segundo: ignorar a ordem sugerida pelos pesos atômicos e alternar elementos adjacentes, tais como o cobalto e o níquel, para melhor classificá-los em famílias químicas

Tabela Periódica

Tabela Periódica

(Colunas)

Elementos Reperesentativos

Elementos de Transição

Tabela Periódica

Elementos de Transição Interna

Tabela Periódica

1Tabela Periódica

1

2

Tabela Periódica

1

2 3

Tabela Periódica

1

2 3 4

Tabela Periódica

1

2 3 4 5

Tabela Periódica

1

2 3 4 5 6

Tabela Periódica

1

2 3 4 5 6 7

Tabela Periódica

1

2 3 4 5 6 7

8Tabela Periódica

1

2 3 4 5 6 7

8

Nº de e- na camada de valência

Tabela PeriódicaMetais Alcalinos

Tabela PeriódicaMetais Alcalinos Terrosos

Tabela PeriódicaHalogênios

Tabela PeriódicaGases Nobres

Tabela Periódica

Tabela PeriódicaK

Tabela PeriódicaK

L

Tabela PeriódicaK

L

M

Tabela PeriódicaK

L

M

N

Tabela PeriódicaK

L

M

N

O

Tabela PeriódicaK

L

M

N

O

P

Tabela PeriódicaK

L

M

N

O

P

Q

Tabela Periódica

• Apesar de o hidrogênio ficar no primeiro grupo (alcalino) ele não partilha das mesmas propriedades do mesmo;

• Ele só está na primeira coluna por causa de seu nº de valência.

Tabela Periódica

Metais

Tabela Periódica

NãoMetais

Tabela Periódica• O termo “gás nobre” vem do fato que, do ponto de vista humano, nobre é aquele que geralmente evita as pessoas comuns;

• Também conhecidos por gases inertes;

• A primeira evidência da existência dos gases nobres foi através da descoberta da existência do hélio no sol, feita por análise espectrográfica da luz solar

Elementos presentes nos organismos vivos

4.3 – Ligações Químicas

Ligações Químicas

• O que podemos falar da fórmula H₂O?

Ligações Químicas• O que podemos falar da fórmula H₂O?

• Conceito Geral: Combinação entre átomos, moléculas e íons onde cada espécie química procura uma maior estabilidade.

Menos estáveis

Mais estáveis

Átomos isolados

Átomos ligados

En

erg

ia


• Estado Natural dos Átomos: encontrados na natureza combinados de modo a adquirir maior estabilidade.

Definições


• Estabilidade química: precisam completar seus orbitais incompletos perdendo ou ganhando elétrons.

• Camada de Valência: em geral as ligações químicas envolvem apenas a última camada do átomo.

Definições

Átomos com 8 elétrons de valência são estáveis.

Elementos se combinam para adquirir estabilidade eletrônica – configuração eletrônica igual à dos gases nobres.


• Regra do Octeto


• Regra do Dueto

Descrição: O átomo adquire estabilidade ao completar a camada de valência com dois elétrons, imitando o gás nobre - He.

Obs. Esta regra só é válida para os elementos representativos: H, Li, Be e B.


• Classificação das Ligações

a. IÔNICA

b. COVALENTE

c. METÁLICA

Ligação Iônica

• A Ligação Iônica pode também ser chamada de eletrovalente

Transferência de elétrons de um átomo para outro.

Átomos da ligação exibem comportamentos opostos.

Ocorre entre: METAL e NÃO-METAL

Ligação Iônica

• Metais (doam elétrons) e não–metais (recebem).

• Ao ceder elétrons, um átomo fica eletricamente positivo (CÁTION)

• Ao receber elétrons, um átomo fica eletricamente negativo (ÂNION)

• Os íons gerados se unem pela atração de suas cargas opostas.

Ligação Iônica

• CÁTIONS = METAIS

CV: 1, 2, 3

• ÂNIONS = NÃO-METAIS

CV: 4,5,6,7

• HIDROGÊNIO = CV: 1

Ligação Iônica

Ex: Cloreto de sódio

2 – 8 – 1 2 – 8 – 7 2 – 8 2 – 8 – 8

Ligação Iônica

São sólidos nas condições ambiente

Apresentam altos pontos de fusão e ebulição

São condutores de eletricidade quando no estado liquido (fundidos) ou quando dissolvidos em água.

A maioria dos compostos são solúveis em água.

• Propriedades dos compostos iônicos:

• Compartilhamento de elétrons.

• Formação de pares eletrônicos.

• Simples ou dativa (coordenada)

• Forma moléculas. Ex: H2O

Ligação Covalente• A Ligação Covalente pode também ser chamada de Molecular

Ocorre entre: NÃO-METAL e NÃO-METAL

HIDROGÊNIO e NÃO-METAL

Ligação Covalente

• união entre átomos que precisam receber elétrons (não-metais);

• não ocorre doação de elétrons;

• elétrons são compartilhados;

• Átomos possuem 4 a 7 elétrons de valência;

• Hidrogênio: 1 elétron compartilhado.

Ligação Covalente

• FLÚOR: 7 CV = 1 par de elétrons compartilhados

• ligação covalente simples

Ligação Covalente

C C

C

Ligação Covalente

um dos átomos eletronicamente estável, empresta dois elétrons para outro átomo estabilizar-se.

os dois elétrons compartilhados têm origem em um dos átomos (átomo doador)

é representada por uma seta que se origina no átomo doador e termina no átomo receptor.

• Covalente Dativa (Coordenada):

Ligação Covalente

• Covalente Dativa (Coordenada):

Ex: SO2

Ligação covalente simples (Representada com uma seta)

Ligação Covalente

• Polaridade das Ligações:

a) Ligações Polares: entre átomos diferentes.

b) Ligação Apolar: entre átomos iguais.

H Cl + -

O O

Ligação Covalente• Propriedades dos compostos Covalentes:

São sólidos, líquidos ou gasosos nas condições ambiente

Apresentam baixos pontos de fusão e ebulição (comparados aos iônicos)

São maus condutores de eletricidade, alguns podem conduzir quando em meio aquoso (ionização).

A maioria dos compostos são solúveis em solventes orgânicos.

Definição: ligações entre átomos de metais que formam retículos cristalinos de cátions fixos unidos por uma nuvem de elétrons livres da camada de valência.

Retículo Cristalino

Ligação Metálica (Curiosidade)

Sólidos a temperatura ambiente, exceção do Hg (líquido).

Apresentam brilho metálico, fundidos perdem o brilho, exceção para o Mg e Al.

Densidade superior a da água, exceção para os alcalinos. Menor Li = 0,53 g/mL, maior Os = 22,5g/mL.

PF muito variável, menor Cs = 28,5°C, maior W = 3382°C.

Bons condutores de eletricidade e calor. Ag maior condutividade elétrica, seguida do Cu, Au e Al.

Maleabilidade e ductibilidade.

Características dos Metais

Definição: materiais com propriedades metálicas que contém dois ou mais elementos, sendo pelo menos um deles metal. Exemplos:

- Liga de metais para fusíveis ( Bi, Pb, Sn e Cd)

- Liga de ouro de joalharia (Au, Ag e Cu)

- Amálgama dental (Hg, Ag e Cu)

- Bronze ( Cu e Sn)

- Latão (Cu e Zn)

Ligas Metálicas

Iônica Covalente Metálica

Ligação Atraçãoentre íons decargasopostas

Compartilhamen-to eletrônico

Compartilhamen-to eletrônico

Tipos decompostos

sólidos Moléculasdiatômicas esólidosmacromoleculares

sólidos

Condutividade Sol.: não Sol.: não Sol.: sim

Líq.: sim Líq.: não Líq.: sim

Aq.: sim Aq.: podemconduzir porformação de íons

Aq.: podemconduzir porreagirem comágua formandoíons

Fórmula química representa o número e o tipo de átomos que constituem uma molécula. Os tipos de fórmulas são: molecular, eletrônica e estrutural plana.

a) Molecular: é a representação mais simples e aponta apenas quantos átomos de cada elemento químico que constitui a molécula. Exemplos: H2O (água), CO2 (gás carbônico).

b) Eletrônica: essa fórmula indica os elétrons da camada de valência de cada átomo e a formação dos pares eletrônicos, e também os elementos e o número de átomos envolvidos. É conhecida também como fórmula de Lewis. Exemplo: H• •O• •H (água).

Fórmulas Químicas

Fórmula química representa o número e o tipo de átomos que constituem uma molécula. Os tipos de fórmulas são: molecular, eletrônica e estrutural plana.

c) Estrutural plana: indica as ligações entre os elementos, cada par de elétrons entre os átomos é representado por um traço. Conhecida também como fórmula estrutural de Couper. Exemplos: H – O – H O = C = O água gás carbônico

Fórmulas Químicas

Exercícios:

1. Para que haja uma ligação iônica é necessário que:

( ) Os elementos estejam próximos na tabela periódica.

( ) Um átomo doe eletrons e um outro receba.

( ) Ocorra entre um metal e um não-metal.

( ) Os átomos compartilhem elétrons.

( ) As afinidades eletrônicas sejam nulas.

2. Átomos do elemento X (número atômico = 20) e do elemento Y (número atômico = 7) unem-se por ligações iônicas originando o composto de fórmula:

a) XY b) X2Y c) X3Y2 d) X2Y3 e) X3Y4

3. Os compostos iônicos, como o cloreto de sódio, apresentam as propriedades:

a) Líquidos nas condições ambientais, bons condutores de eletricidade e baixo ponto de fusão.

b) Líquidos ou gasosos, maus condutores de eletricidade em solução aquosa e baixo ponto de fusão.

c) Sólidos, maus condutorers de eletricidade em solução aquosa e baixo ponto de fusão.

d) Sólidos, bons condutores de eletricidade no estado sólido e alto ponto de fusão.

e) Sólidos, bons condutores de eletricidade em solução aquosa e elevado ponto de fusão.

Exercícios:

4. Indique entre os compostos a seguir aqueles em que encontramos apenas ligações covalentes:

I- NaCl II- CCl4 III- SO2 IV- KCl V- Na2SO4

a) I e II b) II e III c) I e IV d) IV e V e) III e IV

5. Assinale qual das ligações covalentes de carbono não é possível: I

a) – C Ξ b) = C = c) – C – d) – C – I 6. Qual das fórmulas abaixo é prevista para o composto formado por

átomos de fósforo e flúor, considerando o número de elétrons da camada de valência de cada átomo?

F P | |

a) P F b) P – F P c) F – F P d) F – P – F e) P – F – P

Exercícios:

7. Preencha a segunda coluna, de acordo com a primeira:

(C) Covalente ( ) Apresentam alto ponto de fusão e ebulição;

( I ) Iônica ( ) São sólidos nas condições ambientes( ) São maus condutores de eletricidade,

mas podem conduzir em meio aquoso.

( ) São sólidos, líquidos ou gasosos nas condições ambiente

8. Represente no caderno as seguintes uniões entre átomos de acordo com a fórmula de lewis e de acordo com a fórmula estrutural:

a) Al e O e) H e O i) H, S e O

b) Na e Br f) Cl e Clc) Ca e Cl g) C, H e Nd) K e Cl h) S e O

Exercícios:

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