CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA

Unidade 2 — A matéria
29
Dalton
Elemento
CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA
Nome
em latim
Símbolo
em latim
Ouro
Gold
G
Aurum
Au
Silver
S
Argentum
Ag
Ferro
Iron
I
Ferrum
Fe
Cobre
Copper
C
Cuprum
Cu
Representações de uma molécula
de água
CEDOC
H2O
oxigênio = O
elemento
O3
2 átomos de H
1 átomo de O
=
átomo de
oxigênio
quantidade
de átomos
fórmula
O3
oxigênio = O
=
átomo de
=
hidrogênio
123
=
14243
H2O
hidrogênio = H
123
quantidade
de átomos
fórmula
Representações de uma molécula
de ozônio
123
elementos
123 123
Até 1808, quando surgiu a teoria atômica de Dalton, eram conhecidos aproximadamente 50 elementos químicos. Por volta de 1810, o químico sueco Berzelius (1779-1848)
organizou a notação química utilizada até essa data, que era bastante confusa, introduzindo como símbolo dos elementos as iniciais de seus nomes em latim.
Símbolo
em inglês
Prata
TEORIA ATÔMICA DE DALTON
Representação dos elementos químicos
Berzelius
Nome
em inglês
Para indicar a proporção com que cada elemento entra na formação de determinada substância, Dalton associou um índice numérico aos símbolos.
A representação gráfica de uma substância em que são utilizados os símbolos e os
índices numéricos é denominada fórmula e representa a constituição de cada unidade
formadora da substância. Essas unidades são denominadas moléculas.
Atualmente não há dúvidas de que toda matéria seja formada por minúsculas partículas, denominadas átomos. Essa idéia, como já vimos, foi proposta pelos filósofos gregos
Leucipo e Demócrito (400 a.C.).
Em 1808, baseado em fatos experimentais, o cientista britânico John Dalton (17661844) formula uma teoria atômica para explicar a constituição da matéria.
Essa teoria possibilitaria, posteriormente, a
criação do primeiro modelo do átomo, a qual
expressa, em termos gerais, o seguinte:
1. A matéria é constituída de pequenas partículas
esféricas maciças e indivisíveis denominadas
átomos.
2. Um conjunto de átomos com as mesmas massas e tamanhos apresenta as mesmas propriedades e constitui um elemento químico.
3. Elementos químicos diferentes apresentam
átomos com massas, tamanhos e propriedades
diferentes.
Dalton acreditava que os átomos
4. A combinação de átomos de elementos difefossem maciços, esféricos e indirentes, numa proporção de números inteiros,
visíveis como bolinhas de gude.
origina substâncias diferentes.
5. Os átomos não são criados nem destruídos: são simplesmente rearranjados, originando
novas substâncias.
Para melhor representar sua teoria atômica, Dalton substituiu os antigos símbolos
químicos da alquimia por novos e criou símbolos para outros elementos que não eram
conhecidos pelos alquimistas.
Símbolo
alquímico
3 átomos de O
=
átomo de
oxigênio
John Dalton
John Dalton é considerado o pai da Química teórica. Com
apenas 12 anos de idade iniciou sua brilhante carreira lecionando em uma escola da comunidade Quaker, da qual era
membro.
Além de ter elaborado a teoria atômica, Dalton descobriu
uma importante lei da Física — a Lei das Pressões Parciais
dos Gases. Uma curiosidade sobre a sua vida profissional: ele
Membro da comunidade Quaker também atuou como meteorologista, tendo feito cerca de
200 mil anotações.
com seus trajes característicos
do final do século XIX.
Dalton foi o primeiro cientista a descrever uma deficiência visual — da qual sofria — cujo portador não consegue distinguir algumas cores, entre
elas, o vermelho e o verde. O seu trabalho sobre essa deficiência foi tão importante que
hoje ela é conhecida por daltonismo. Atualmente, sabe-se que o daltonismo afeta 5% dos
homens e 0,5% das mulheres.
A DESCOBERTA DO ÁTOMO
Após Dalton ter apresentado sua teoria atômica, em 1808, na qual sugeria que os
átomos eram indivisíveis, maciços (rígidos) e esféricos, vários cientistas realizaram diversos experimentos que demonstraram que os átomos são constituídos por partículas ainda
menores, subatômicas.
A DESCOBERTA DAS PARTÍCULAS SUBATÔMICAS
O tubo da tela de televisão é uma versão complexa de um tubo de raios catódicos. Embora a
televisão já fosse, em 1927, uma realidade em
laboratório, somente em 1947 receptores de TV
foram produzidos em escala industrial para uso
doméstico.
Christof Gunkel
Em 1897, Joseph John Thomson
(1856-1940) conseguiu demonstrar
que o átomo não é indivisível, utilizando uma aparelhagem denominada tubo de raios catódicos.
Dentro do tubo de vidro havia,
além de uma pequena quantidade de
gás, dois eletrodos ligados a uma
fonte elétrica externa. Quando o circuito era ligado, aparecia um feixe de
raios provenientes do cátodo (eletrodo negativo), que se dirigia para o
ânodo (eletrodo positivo). Esses
raios eram desviados na direção do
pólo positivo de um campo elétrico.
Com base nesse experimento, Thomson concluiu que:
a) os raios eram partículas (corpúsculos)
menores que os átomos;
b) os raios apresentavam carga elétrica negativa. Essas partículas foram denominadas
elétrons (e).
Thales Trigo
O elétron (e)
55
Unidade 3 — A estrutura do átomo
Thomson propôs então um novo modelo,
denominado pudim de passas:
“O átomo é maciço e constituído por um
fluido com carga elétrica positiva, no qual estão
dispersos os elétrons”.
Como um todo, o átomo seria eletricamente neutro.
fluido positivo
carga negativa
O modelo de Thomson
admite que o átomo
é divisível.
O próton (p)
56
PARTE 1 — QUÍMICA GERAL
A comparação do número de partículas a que atravessavam
a lâmina com o número de partículas a que voltavam levou
Rutherford a concluir que o raio do átomo é 10 mil vezes maior
que o raio do núcleo.
A partir dessas conclusões, Rutherford propôs um novo
modelo atômico, semelhante ao sistema solar.
A ilustração mostra um átomo contendo
5 prótons no núcleo e 5 elétrons na eletrosfera.
+
+
Em 1886, o físico alemão Eugen Goldstein,
–
+
usando uma aparelhagem semelhante à de
–
–
–
+
Thomson, observou o aparecimento de um feixe
luminoso no sentido oposto ao dos elétrons.
–
Concluiu que os componentes desse feixe deveriam apresentar carga elétrica positiva.
Posteriormente, em 1904, Ernest Rutherford, ao realizar o mesmo experimento com
o gás hidrogênio, detectou a presença de partículas com carga elétrica positiva ainda
menores, as quais ele denominou prótons (p). A massa de um próton é aproximadamente 1 836 vezes maior que a de um elétron.
O nêutron (n)
Essas partículas foram descobertas em 1932 por Chadwick,
durante experiências com material radioativo. Ele as denominou nêutrons.
Os nêutrons estão localizados no núcleo e apresentam massa muito próxima à dos prótons, mas não têm carga elétrica.
O modelo atômico mais utilizado até hoje é o de
Rutherford, com a inclusão dos nêutrons no núcleo.
Núcleo formado por prótons e nêutrons com
elétrons girando na eletrosfera.
A experiência de Rutherford
Para verificar se os átomos eram maciços, Rutherford bombardeou uma finíssima
lâmina de ouro (de aproximadamente 0,0001 cm) com pequenas partículas de carga
elétrica positiva, denominadas partículas alfa (α), emitidas por um material radioativo.
Núcleo
Eletrosfera
lâmina de sulfeto
de zinco
c
Partícula
Massa relativa (u)
Nêutrons
1
0
Prótons
1
+1
Elétrons
1
≅0
1 836
–1
Carga relativa (uce)
a
Teoria dos quarks
lâmina de ouro
Hoje considera-se que as únicas partículas elementares constituintes da matéria são os
quarks e os léptons.
bloco de chumbo
Quarks
abertura
feixe de
partículas α
As observações feitas durante o experimento levaram Rutherford a tirar uma série
de conclusões:
Observação
Conclusão
a) A maior parte das partículas α atravessa-
A maior parte do átomo deve ser vazio. Nesse espaço
va a lâmina sem sofrer desvios.
b) Poucas partículas α (1 em 20 000) não
atravessavam a lâmina e voltavam.
c) Algumas partículas α sofriam desvios de
trajetória ao atravessar a lâmina.
(eletrosfera) devem estar localizados os elétrons.
Deve existir no átomo uma pequena região onde está
concentrada sua massa (o núcleo).
O núcleo do átomo deve ser positivo, o que provoca
uma repulsão nas partículas α (positivas).
up
down
strange
carga (uce)
+2/3
–1/3
–1/3
Um próton seria formado por: 2 up (+2/3) = +4/3
1 down (–1/3) = –1/3
e um nêutron seria formado por: 1 up (+2/3) = +2/3
2 down (–1/3) = –2/3
123 123
b
Interagem fortemente entre si formando outras partículas mais complexas: os hardrons (prótons, nêutrons).
Existem somente três tipos de quarks estáveis e somente dois entram na composição da matéria.
+1
0
Léptons
São partículas pequenas e leves em comparação com os quarks, e suas interações são fracas.
Existem quatro tipos de léptons (elétron, muon, tauon, com carga –1 , e pósitron, com carga +1).
57
Unidade 3 — A estrutura do átomo
PRINCIPAIS CARACTERÍSTICAS
DO ÁTOMO
NÚMERO ATÔMICO (Z)
Em 1913, ao realizar experiências de bombardeamento de vários elementos químicos com raios X, Moseley percebeu que o comportamento de cada elemento químico
estava relacionado com a quantidade de cargas positivas existentes no seu núcleo.
Assim, a carga do núcleo, ou seu número de prótons, é a grandeza que caracteriza
cada elemento, sendo este número denominado número atômico.
Como os átomos são sistemas eletricamente neutros, o número de prótons é igual
ao de elétrons.
Vejamos alguns exemplos:
cloro (Cl) Z = 17
sódio (Na) Z = 11
prótons = 17, elétrons = 17.
prótons = 11, elétrons = 11.
PARTE 1 — QUÍMICA GERAL
ELEMENTO QUÍMICO
Elemento químico: é o conjunto formado por átomos de mesmo número atômico (Z).
Atualmente, conhecemos um total de 115 elementos químicos, entre naturais e artificiais, com números atômicos variando de 1 a 118.
A cada elemento químico corresponde um número atômico (Z) que o identifica.
De acordo com a IUPAC (sigla em inglês da União Internacional de Química Pura e
Aplicada), ao representar um elemento químico, devem-se indicar, junto ao seu símbolo, seu número atômico e seu número de massa.
Uma forma esquemática dessa representação é a seguinte:
A
Z
Vejamos um exemplo:
A = 23
X ou
Na
Z = 11
14243
Número atômico (Z): o número que indica a quantidade de prótons existentes no
núcleo de um átomo.
Z = nº de prótons
58
Z
X
A
p = 11
n=A–Z
n = 12
ÍONS
Os átomos apresentam a capacidade de ganhar ou perder elétrons, formando novos
sistemas, eletricamente carregados, denominados íons.
Íon: a espécie química que apresenta o número de
prótons diferente do número de elétrons.
Os átomos, ao ganharem ou perderem elétrons, originam dois tipos de íons:
• íons positivos = cátions;
• íons negativos = ânions.
NÚMERO DE MASSA (A)
Número de massa (A): a soma do número de prótons (p) com o número de nêutrons
(n) presentes no núcleo de um átomo.
A=p+n
Como tanto o número de prótons (p) quanto o de nêutrons (n) são inteiros, o número
de massa (A) sempre será um número inteiro.
O número de massa é, na verdade, o que determina a massa de um átomo, pois os
elétrons são partículas com massa desprezível, não tendo influência significativa na
massa dos átomos.
Vejamos alguns exemplos:
Íons positivos ou cátions
Os cátions formam-se quando um átomo perde um ou mais elétrons, resultando
num sistema eletricamente positivo, em que o número de prótons é maior que o
número de elétrons.
Aplicando essa definição ao átomo de magnésio (Mg), que apresenta Z = 12, temos:
12Mg
perde 2 e
p = 12 ⇒ 12 cargas positivas = +12
e = 12 ⇒ 12 cargas negativas = –12
carga elétrica total = 0
–
12Mg
2+
p = 12 ⇒ 12 cargas positivas = +12
e = 10 ⇒ 10 cargas negativas = –10
carga elétrica total = +2
Ca
123
Cl
123
A espécie química Mg2+ é denominada cátion bivalente ou íon bivalente positivo.
Z = 20 ⇒ p = 20
A = 40
Z = 17 ⇒ p = 17
A = 35
A=p+n
40 = 20 + n
A=p+n
35 = 17 + n
n = 20
Íons negativos ou ânions
n = 18
Os ânions formam-se quando um átomo ganha ou recebe um ou mais elétrons, resultando num sistema eletricamente negativo, em que o número de prótons é menor que o
número de elétrons.
59
Unidade 3 — A estrutura do átomo
Aplicando essa definição ao átomo de flúor (F), que apresenta Z = 9, temos:
ganha 1 e
9F
60
PARTE 1 — QUÍMICA GERAL
Isótonos
–
Isótonos: são átomos que apresentam o mesmo número de nêutrons (n), mas diferentes números atômicos (Z) e de massa (A).
Exemplos:
A espécie química F– é denominada ânion monovalente ou íon monovalente negativo.
14
7
SEMELHANÇAS ATÔMICAS
N
7p
7e
7n
13
6
C
14243
p = 9 ⇒ 9 cargas positivas = +9
e = 10 ⇒ 10 cargas negativas = –10
carga elétrica total = –1
14243
p = 9 ⇒ 9 cargas positivas = +9
e = 9 ⇒ 9 cargas negativas = –9
carga elétrica total = 0
–
9F
6p
6e
7n
Isótopos
Isoeletrônicos
Isótopos: são átomos que apresentam o mesmo número atômico (Z), por pertencerem
ao mesmo elemento químico, mas diferentes números de massa (A).
+
Na
Potássio
11
Representação
12
6C
13
6C
14
6 C*
16
8O
17
8O
18
8O
39
19 K
40
19 K*
41
19 K
Abundância (%)
98,89
1,11
traços**
99,7
0,04
0,2
93,30
0,01
6,70
11 p
10 e
12 n
16 2–
O
8
8p
10 e
8n
20
10
Ne
14243
Oxigênio
23
14243
Carbono
Elementos
Exemplos:
14243
A maioria dos elementos químicos é constituída por uma mistura de isótopos, os
quais podem ser encontrados, na natureza, em proporção praticamente constante.
Veja, a seguir, os isótopos naturais de alguns elementos químicos e as proporções
nas quais eles são encontrados:
Isoeletrônicos: átomos e íons que apresentam a mesma quantidade de elétrons.
10 p
10 e
10 n
* Isótopos radioativos.
** Traços = quantidade muito pequena.
O único elemento químico cujos isótopos apresentam nome próprio é o hidrogênio
(H), que é formado pelos seguintes isótopos naturais:
Representação
Nomes
Abundância (%)
1
1H
2
1H
3
1 H*
hidrogênio leve; hidrogênio comum; prótio
99,985
deutério
0,015
trítio; tricério; tritério
10–7
* O trítio é radioativo.
Isótopos radioativos
Alguns isótopos emitem determinados tipos de radiação e, por isso, são conhecidos por
radioisótopos.
Os radioisótopos podem ser usados na Medicina no estudo de certas doenças e distúrbios
fisiológicos. Administrados ao paciente, têm a propriedade de se concentrar em determinados
órgãos ou tipos específicos de células e permitem, pela sua detecção, determinar a existência de possíveis alterações.
Vejamos abaixo alguns exemplos de radioisótopos utilizados em Medicina.
Isótopo
Isóbaros
Isóbaros: são átomos que apresentam diferentes números atômicos (Z), mas mesmo
número de massa (A).
Cr
131
I
Estudo da tireóide
201
Ti
Mapeamento do coração
Tc
Mapeamento de cérebro, fígado, rins, coração
F
Mapeamento ósseo
99
20
Ca
20 p
20 e
20 n
40
18
Ar
14243
40
14243
Exemplos:
18 p
18 e
22 n
Os isóbaros pertencem, portanto, a elementos químicos diferentes.
Aplicação
Estudo das hemácias
51
18
Outro isótopo radioativo, o iodo-123, quando injetado no organismo em pequenas quantidades, permite-nos obter imagens do cérebro.
61
Unidade 3 — A estrutura do átomo
64
OS NOVOS MODELOS ATÔMICOS
Exercícios de classe
8. Determine o número de prótons, nêutrons e
elétrons presentes em cada íon:
2. Relacione os nomes dos cientistas às alternativas a seguir:
• Demócrito
• Thomson
• Rutherford
• Dalton
• Chadwick
Determine os números atômicos e os
números de massa de M e N.
32 2–
16S
5x
10 + x M
10.
12
6C
19
9F
56
26 Fe
6. Considere a representação:
7
3 Li
O átomo assim representado apresenta quanto(as):
a) prótons?
b) nêutrons?
c) elétrons?
d) partículas nucleares?
e) partículas na parte periférica do átomo?
f) partículas com carga elétrica positiva?
g) partículas com carga elétrica negativa?
h) partículas sem massa?
i) partículas fundamentais que formam um
átomo deste elemento?
7. Um dos principais poluentes atmosféricos é o
monóxido de carbono (CO). Determine o
número de prótons, nêutrons e elétrons existentes em uma molécula desse poluente.
Dados: C (Z = 6) (A = 12); O (Z = 8) (A = 16)
4x + 8
11 + x N
Isótopo do
Xé
Isótono do
41
20Ca
41
19K
Determine o número de massa de X.
11. (UFSC) Considerando as relações entre os
átomos, indicadas no esquema a seguir,
isó
ton
os
38
20 X
40
Y
os
top
isó
5. Indique o número de prótons, nêutrons e
elétrons presentes em cada átomo dos
seguintes elementos:
56 3+
26Fe
9. Os átomos M e N são isóbaros e apresentam as seguintes características:
3. O elétron foi descoberto por Thomson no final
do século XIX. Quais as características gerais
do modelo atômico proposto por ele?
4. Faça uma crítica à afirmação:
“O modelo atômico clássico criado por
Rutherford, em 1911, é considerado o modelo definitivo para o átomo.”
56 2+
26Fe
CEDOC
19 –
9F
Depois de Rutherford ter proposto seu modelo, os cientistas direcionaram seus estudos para a distribuição dos elétrons na elestrofera. Fizeram progressos levando em conta
conhecimentos anteriores. Há muito tempo os químicos já sabiam que os compostos de
sódio emitem uma luz amarela quando submetidos a uma chama. Em 1855, Robert Bunsen
verificou que diferentes elementos, submetidos a uma chama, produziam cores diferentes.
CEDOC
1. O primeiro modelo científico para o átomo foi
proposto por Dalton, em 1808. Esse modelo
poderia ser comparado com:
a) uma bola de tênis.
b) uma bola de futebol.
c) uma bola de pingue-pongue.
d) uma bola de bilhar.
e) uma bexiga cheia de ar.
a) É o descobridor do nêutron.
b) Seu modelo atômico era semelhante a uma
bola de bilhar.
c) Seu modelo atômico era semelhante a um
pudim de passas.
d) Foi o primeiro a utilizar a palavra átomo.
e) Criou um modelo para o átomo semelhante
ao sistema solar.
PARTE 1 — QUÍMICA GERAL
20 Z
isóbaros
pode-se afirmar que o(s) número(s):
I — de
II — de
III — de
IV — de
V — de
VI — de
VII — de
massa de Y é 40.
massa de Z é 20.
prótons de Y é 22.
nêutrons de X é 20.
prótons de Z é 22.
nêutrons de Y é 20.
nêutrons de Z é 20.
R
12x – 2
5x – 8
S
10x + 35
4x + 10
Cu (cobre)
Na (sódio)
Sr (estrôncio)
Elementos diferentes produzem luz com cores diferentes.
As cores brilhantes dos fogos de artifício são
produzidas pela queima de diferentes elementos químicos.
O estudo da luz conseguida dessa
Sódio
maneira permitiu a obtenção dos
chamados espectros descontínuos, Hidrogênio
característicos de cada elemento. A
cada cor desses espectros foi associ- Cálcio
ada certa quantidade de energia.
Em 1913, Niels Böhr (1885-1962) propôs um novo modelo atômico, relacionando a
distribuição dos elétrons na eletrosfera com sua quantidade de energia.
O MODELO ATÔMICO DE BÖHR
12. Considere as representações:
11x + 15
3x + 32
K (potássio)
T
Sabendo que R e S são isótopos, determine
os números atômicos (Z) e os números de
massa (A) de R, S e T.
13. (FEI-SP) São dadas as seguintes informações
relativas aos átomos Y e Z:
I — X é isóbaro de Y e isótono de Z.
II — Y tem número atômico 56, número de
massa 137 e é isótopo de Z.
IIII — O número de massa de Z é 138.
O número atômico de X é:
a) 53.
d) 56.
b) 54.
e) 57.
c) 55.
Esse modelo baseia-se nos seguintes postulados:
1. Os elétrons descrevem órbitas circulares ao redor do núcleo.
2. Cada uma dessas órbitas tem energia constante (órbita estacionária). Os elétrons que
estão situados em órbitas mais afastadas do núcleo apresentarão maior quantidade
de energia.
3. Quando um elétron absorve certa quantiAssim como um
dade de energia, salta para uma órbita
sapo não pode
mais energética. Quando ele retorna à sua
saltar meio degrau,
órbita original, libera a mesma quantidade
ou seja, números
de energia, na forma de onda eletromagfracionários de denética (luz).
graus, um elétron,
Essas órbitas foram denominadas
ao receber energia,
níveis de energia. Hoje são conhecidos sete só pode "saltar"
um número inteiro
níveis de energia ou camadas, denominadas
de níveis.
K, L, M, N, O, P e Q.