Módulo q1 química 1 24_10_2011_convertido

DIREÇÃO REGIONAL DE EDUCAÇÃO DO ALGARVE

ESCOLA SECUNDÁRIA JÚLIO DANTAS – LAGOS (400312)

2011 / 2012

MÓDULO Q1 química



2011 / 2012

Os átomos … uma breve história

Era uma vez… Bom, talvez não seja necessário começar assim, mas, a história do

átomo vem de certeza de à muitos anos.

Já na Grécia antiga, havia um conjunto de filósofos gregos que especulava sobre a

existência de átomos. Para eles, tudo era constituído por átomos, partículas

minúsculas e indivisíveis.

Infelizmente nunca conseguiram provar a sua existência, tendo sido abandonada

esta ideia, faltava-lhes tecnologia… Só a partir do século XIX foi retoma esta ideia.

Hoje sabe-se que os átomos existem, e que se agrupam das mais variadas maneiras

formando as mais variadas combinações.

Mais… sabemos que os átomos são divisíveis

sendo formados por protões, neutrões e

eletrões. Inclusive, os dois primeiros, os protões

e os neutrões, são constituídos por conjuntos de

três partículas chamadas quarks.

Cada vez mais sabemos mais sobre a matéria. Quando partimos um protão, este

divide-se em partículas mais instáveis e mais misteriosas. Cada vez sabemos mais

sobre a matéria, mas obviamente, mais perguntas se levantam. Sabemos muita

coisa sobre a força fraca, responsável pela atração gravítica entre planetas, mas não

sabemos nada sobre a força forte, força que é responsável pela coesão das

partículas que formam o protão ou o neutrão. Um mundo novo de descobertas e de

dissabores que podem bem ser completados por vocês.

Quem sabe se entre vocês não haverá um novo Demócrito ou um novo Einstein?

Não sabemos…

Mas o que sabemos é que as ideias algo toscas iniciadas por um grupo de filósofos

gregos está bem presentes nos dias de hoje e são os pilares de entendimento sobre

como isto tudo está organizado.



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Evolução dos modelos atómicos

Como vimos, foi só no século XIX que a ideia do átomo como constituinte da matéria,

tomou força. Tal ficou a dever-se a um conjunto de cientistas que ao longo de muitos

anos e apoiando-se nas descobertas uns dos outros elaboraram modelos atómicos

cada vez mais rigorosos.

O primeiro cientista a teorizar sobre a existência destes átomos foi John Dalton, que

é considerado o fundador da teoria atómica moderna.

Modelo Atómico de John Dalton (1808)

As características do modelo atómico de Dalton são:

A matéria é formada por partículas extremamente pequenas chamadas

átomos;

Os átomos são esferas maciças, indestrutíveis e intransformáveis;

Átomos que apresentam mesmas propriedades (tamanho,

massa e forma) constituem um elemento químico;

Átomos de elementos diferentes possuem propriedades

diferentes;

Os átomos podem unir-se entre si formando "átomos

compostos";

Uma reação química nada mais é do que a união e separação de átomos.

Este modelo apresentava uma série de falhas. Uma delas era não prever a existência

dos eletrões, descobertos em 1897 por Joseph Thomson.



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Modelo Atómico de Joseph Thomson (1897)

Também chamado de Modelo do Pudim de Passas.

Baseando-se no trabalho elaborado por vários cientistas da altura, como por

exemplo William Crookes, que através de tubos de descarga descobriam uns raios

misteriosos chamados de raios catódicos, e cuja carga era negativa, Thomson, mediu

a razão entre a carga e a massa (q/m).

Ampola

utilizada por

Thomson para

estudar esses

raios catódicos.

E … deu-lhes um nome!

A partir daí, foi possível perceber que os átomos,

eletricamente neutros, apresentavam dois tipos de cargas

elétricas opostas, (positiva e os eletrões, com carga

negativa).

Por conseguinte, J. Thomson propôs um novo modelo

atómico, que veria ser conhecido como o modelo do pudim

de passas. Tal modelo, considerava o átomo como uma esfera carregada



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positivamente, na qual, encontravam-se dispersas partículas negativas (eletrões)

distribuídas aleatoriamente, em número suficiente para a carga global ser nula.

Este modelo explicava muita coisa… mas infelizmente estava errado!

Para começar, Thomson não utilizou os resultados obtidos por Eugen Goldstein, que

usando uma ampola de Crookes modificada, detetou um feixe de raios, aos quais

chamou raios canais, que vinham de uma direção oposta aos raios catódicos. Partiu

apenas do principio que teriam que ser positivos. Só 12 anos após esta descoberta

por Goldstein, é que um outro cientista, wilhelm wien, chegou á conclusão que estes

raios canais eram átomos de hidrogénio ionizado.

Por volta de 1912 , Ernest Rutherford, concluiu através de estudos sobre a

desintegração nuclear de que os raios canais eram partículas carregadas

positivamente a que chamou protões.

Mas restava uma dúvida, onde colocar essas partículas? Será que elas formariam a

esfera atómica proposta por Thonson?

Estas dúvidas assolavam a mente do jovem Rutherford, que numa experiencia com

alguns dos seus alunos, bombardeou uma fina folha de ouro com partículas alfa

(núcleos de átomos de hélio) esperando não observar nada.

Tal não foi o espanto, quando viu que a maior parte das partículas atravessava a

folha de ouro, havendo ainda algumas partículas que sofreram desvios acentuados.

Tais resultados impunham uma nova

abordagem. E com uma mente aberta,

Rutherford, procurou um modelo atómico

que procurasse explicar as observações.

Propôs então, um modelo análogo ao

sistema solar, no qual os protões



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ocupavam uma zona central bastante pequena, chamada núcleo e os eletrões

circulavam em orbitas circulares e fechadas à volta desse núcleo.

Desde sempre, este modelo esbarrou com uma teoria… Anos antes, um cientista

trabalhando noutra vertente, tinha obtido um dos mais belos trabalhos teóricos em

toda a física.

James Maxwell, escreveu um conjunto de equações que descrevem toda a teoria

eletromagnética.

De acordo com esta teoria, qualquer carga elétrica, quando acelerada, perde

energia. Ora, usando o modelo atómico de Rutherford, isto significava que os

eletrões em orbita, iriam continuamente perdendo energia até chocarem com o

núcleo. Isto esbarrava no facto dos átomos serem estáveis e pelo facto de haver

riscas dos espectro de emissão e de absorção.

Neils Bohr, tentando eliminar as falhas deste modelo, em 1913 completou o

modelo aplicando algumas restrições.

Modelo Atómico de Niels Bohr (1913)

& Os eletrões movem-se à volta do núcleo em órbitas circulares;

& A cada orbital corresponde um valor de energia;

&Os eletrões, quando inseridos nas suas orbitas naturais, não perdem energia;

&Para os eletrões poderem saltar de nível terá que haver alterações

energéticas.

núcleo

eletrão

órbita



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Modelo da Nuvem Eletrónica – ou Modelo Atual (Erwin Shrödinger – 1926)

Atualmente está posta de parte a ideia de órbitas circulares para os eletrões.

Os eletrões movem-se de um modo desconhecido com uma velocidade muito

elevada formando uma espécie de nuvem que não é uniforme: nuvem eletrónica.

O átomo consiste num denso núcleo composto por protões (carga positiva) e

neutrões (carga neutra) e circundado por eletrões (carga negativa) numa nuvem

eletrónica.

Onde for mais provável encontrar o eletrão a nuvem é mais densa, onde é

menos provável o eletrão a nuvem é menos densa.

Núcleo (com protões e neutrões) Nuvem eletrónica



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Ou seja, ao longo da história, o modelo atómico foi sendo atualizado devido

aos avanços que eram feitos pela ciência. Quanto mais se avança, melhor será o

modelo e por conseguinte novas perguntas serão feitas.

Constituição do Átomo

Representação:

Protões (p+) – partículas de carga positiva

Neutrões (n0) – partículas com carga neutra

Eletrões (e-) – partículas com carga negativa

O átomo é uma partícula globalmente neutra (carga total positiva igual à carga total

negativa). Assim o número de protões (carga positiva) é igual ao número de eletrões

(carga negativa).

Num átomo: Número de protões = Número de eletrões

Num átomo: número de p+ = número de e-

Átomo

Núcleo

Protões

Neutrões

Nuvem eletrónica – eletrões



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A cada uma das espécies de átomos corresponde um elemento químico.

Atualmente existem 116 elementos químicos, dos quais 26 são fabricados

artificialmente.

Ao se observar alguns elementos químicos na Tabela Periódica verifica-se que

existem alguns no estado sólido (exemplo: cobre), no estado líquido (exemplo:

mercúrio) e no estado gasoso (exemplo: hidrogénio).

Átomos e Moléculas

Os corpúsculos constituintes das substâncias podem ser os átomos e as

moléculas. As moléculas são formadas por agregados de átomos.

Por exemplo:

Os corpúsculos constituintes do gás hélio são os átomos.

Os corpúsculos constituintes da água são as moléculas, por sua vez,

formadas por átomos de hidrogénio e de oxigénio.

Exem

plo

s

Átomos Moléculas

Zinco (Zn) Água (H2O)

Ferro (Fe) Amoníaco (NH3)

Cobre (Cu) Metano (CH4)

Mercúrio (Hg) Dióxido de Carbono (CO2)

Sódio (Na) Álcool Etílico (C2H6O)

Cloro (Cl) Cloreto de Hidrogénio (HCl)



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Fórmulas químicas de moléculas

A fórmula química de qualquer substância molecular tem um significado

qualitativo e um significado quantitativo:

- qualitativamente, indica os elementos que constituem essa substância;

- quantitativamente, informa acerca do número de átomos de cada elemento

que constituem a molécula.

Apresentam-se na tabela seguinte alguns exemplos:

Nome da Substância Fórmula Química Significado qualitativo e quantitativo

Di-hidrogénio H2 Molécula formada por 2 átomos de

hidrogénio

Dióxido de carbono CO2 Molécula formada por 1 átomo de carbono e

2 átomos de oxigénio

Metano CH4 Molécula formada por 1 átomo de carbono e

4 átomos de hidrogénio

Amoníaco NH3 Molécula formada por 1 átomo de azoto e 3

átomos de hidrogénio

Diazoto N2 Molécula formada por 2 átomos de azoto

Entre os exemplos apresentados verificas que as substâncias podem ser

formadas por átomos iguais ou por átomos diferentes.

Substâncias elementares: Substâncias formadas por átomos do mesmo

elemento químico. Exemplos: H2; O2; Cl2; Br2.



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Substâncias compostas: Substâncias formadas por átomos de elementos

químicos diferentes. Exemplos: H2O; CO2; NH3; CH4.

Características dos átomos

Cada elemento tem o seu próprio número atómico que fornece a

informação do número de protões.

Todos os átomos do mesmo elemento têm o mesmo número de protões.

Átomos de elementos diferentes têm número atómico diferente.

A partir do número atómico é possível conhecer o número de eletrões desse

átomo.

Cada átomo tem o seu próprio número de massa, que indica o número de

protões mais o número de neutrões.

Resumindo…

Para o caso do átomo de Alumínio:

Al27

13

Número de massa = 27

Número atómico = 13

Número de protões = 13

Número de eletrões = 13

Número de neutrões = 14



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Sendo assim pode-se generalizar para um elemento qualquer. Por exemplo um

elemento X:

$Analisando…

Elemento Símbolo

químico e- p+ A Z n0 Carga nuclear

Urânio U235

92 92 92 235 92

A-Z = 235-

92=143 + 92

Isótopos

Como já reparaste, todos os átomos de um elemento têm o mesmo número

atómico (Z), isto é, têm igual número de protões (p+). No entanto podem não ser

todos iguais. Há átomos do mesmo elemento com diferente número de neutrões

(n0) e, por isso, com número de massa (A) diferente.

Os isótopos de um elemento têm:

Legenda:

X: elemento químico

A: número de massa

Z: número atómico

Z: número atómico

Número de massa

X Número atómico

A

Z X

Num átomo:

Número atómico (Z) = Número de Protões (p+) = Número de eletrões (e-)

Número de massa (A) = Número de neutrões (n0) + número atómico (Z)

Carga nuclear = número de protões (p+) [que por sua vez é igual ao número

atómico (Z)



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O mesmo número atómico (Z)

Diferente número de massa (A), pois o número de neutrões é diferente.

$Analisando…

Nota: O Hidrogénio-1 e o Cloro-35 são os mais abundantes na Natureza.

ISÓTOPOS:

Número atómico (Z) – igual

Número de massa (A) – diferente



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Iões

Há substâncias cujos corpúsculos constituintes

não são átomos nem moléculas. São outro tipo de

corpúsculos portadores de cargas elétricas, que se

designam de iões.

Muitos dos fenómenos que ocorrem na nossa

vida só se explicam admitindo a existência de

cargas elétricas.

Se friccionarmos um balão de borracha com um pano de lã verificamos que

este atrai pedacinhos de papel.

Para explicar este fenómeno, diz-se que os materiais ficam eletrizados. Isto

quer dizer que os materiais ao serem friccionados adquirem cargas elétricas.

Os nomes atribuídos às cargas elétricas são: carga elétrica negativa e carga

elétrica positiva.

Como já viste os átomos são corpúsculos eletricamente neutros, isto é, o

número de cargas negativas (eletrões) é igual ao número de cargas positivas

(protões).

No entanto, os átomos (ou grupo de átomos) também podem “ganhar” ou

“perder” eletrões.

Quando “ganham” eletrões, originam novos corpúsculos com carga

elétrica negativa. Chamam-se iões negativos ou aniões.

Quando “perdem” eletrões, originam novos corpúsculos com carga elétrica

positiva. Chamam-se iões positivos ou catiões.



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$Analisando…

Representação de iões

Se os iões são positivos, coloca-se no símbolo do elemento, um índice superior

direito indicando o número de cargas positivas. O número de cargas indica o

número de eletrões que o átomo perdeu.

Exemplo:

ü A representação simbólica do ião Na+. O sinal +, indicado no índice superior

significa que o átomo de sódio perdeu 1 eletrão (omite-se o número 1).

ü A representação simbólica do ião Mg2+. O sinal 2+, indicado no índice

superior significa que o átomo de sódio perdeu 2 eletrões.

ü A representação simbólica do ião O2-. O sinal 2-, indicado no índice superior

significa que o átomo de oxigénio ganhou 2 eletrões.

Átomo

Anião Catião

Átomo

Nota: O anião tem sempre um tamanho maior que o

catião.



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Resumindo:

Nome/Símbolo do

átomo Nome/Símbolo do ião Explicação

Sódio (Na) Ião sódio (Na+) – catião O átomo de sódio perdeu 1 eletrão

Cloro (Cl) Ião cloro (Cl-) – anião O átomo de cloro ganho 1 eletrão

Magnésio (Mg) Ião Magnésio (Mg2+) – catião O átomo de magnésio perdeu 2

eletrões

Oxigénio (O) Ião oxigénio (O2-) – anião O átomo de oxigénio ganhou 2

eletrões

Alumínio (Al) Ião alumínio (Al3+) – catião O átomo de alumínio perdeu 3

eletrões

Azoto (N) Ião nitreto (N3-) – anião O átomo de azoto ganhou 3 eletrões

$Analisando…

Catiões:

Na+ → como perdeu 1 eletrão denomina-se catião monopositivo.

Mg2+ → como perdeu 2 eletrões denomina-se catião dipositivo.

Al3+ → como perdeu 3 eletrões denomina-se catião tripositivo.

Aniões:

Cl- → como ganhou 1 eletrão denomina-se anião mononegativo.

O2- → como ganhou 2 eletrões denomina-se anião dinegativo.

N3- → como ganhou 3 eletrões denmina-se anião trinegativo.

K? Porque será que o átomo de sódio origina um catião monopositivo (Na+) e

não um catião dipositivo (Na2+) ou ainda ou anião (Na-)?



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K? Que átomos têm tendência para formar iões positivos? E para formar iões

negativos?

Para responder a estas questões será necessário compreenderes a

Distribuição Eletrónica.

Os eletrões da nuvem eletrónica dos átomos não têm todos a mesma energia:

distribuem-se por níveis de energia. Cada nível só pode ter um determinado

número de eletrões. Assim:

O primeiro nível pode ter no máximo 2 eletrões;

No segundo nível pode haver 8 eletrões no máximo;

No terceiro nível, o número máximo de eletrões é 18.

Quando se distribuem os eletrões dos átomos por níveis de menor energia

possível diz-se que se faz a sua distribuição eletrónica, como a seguir se exemplifica.

Flúor (F)

O número atómico do Flúor é 9. O que implica que os átomos de flúor têm 9

eletrões por distribuir.

Magnésio (Mg)

O número atómico do Magnésio é 12. O que implica que os átomos de

magnésio têm 12 eletrões por distribuir.

9F: 2 – 7

Eletrões do 1º

nível

Eletrões do 2º

nível



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Cada nível é caracterizado por uma letra, como se verifica pela tabela

seguinte:

Nível de energia

(n) Camada Número máximo de eletrões

1 K 2

2 L 8

3 M 18

…

último 8

Nota: No último nível, qualquer que ele seja, o número máximo de eletrões é

8.

Os eletrões de valência são os eletrões do último nível de energia.

Há muitos átomos que se transformam em iões para que a sua nuvem

eletrónica passe a ficar com o número máximo de eletrões de valência, tornando-se

mais estáveis.

12Mg: 2 – 8 – 2

Eletrões do 1º

nível Eletrões do 2º

nível

Eletrões do 3º

nível



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Os átomos com poucos eletrões de valência têm tendência a perdê-los

originando iões positivos (ou catiões).

No caso do Mg ele tem tendência a perder os 2 eletrões de valência para ficar

mais estável. É mais fácil perder os 2 eletrões do que ganhar 6 eletrões, para ficar

com o último nível com 8 eletrões.

Os átomos com bastantes eletrões de valência têm tendência a captar

eletrões originando iões negativos (ou aniões).

No caso do Flúor é mais fácil captar 1 eletrão para ficar com o último nível

com 8 eletrões (mais estável) do que perder os 7 eletrões de valência.

Mg

2 – 8 – 2

Mg2+

2 – 8

“perde” 2 eletrões

F

2 – 7

F-

2 – 8

“ganha” 1 eletrão

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