2aEM_Quimica

PROFESSOR ANDREI
QUE DEUS ESTEJA COM VOCÊS
NESSE NOVO DESAFIO!!
ESTRUTURA ATÔMICA
MODELOS ATÔMICOS:
• LEUCIPO E DEMÓCRITO – 470 a.C.
(FILÓSOFOS)
 propuseram o 1º modelo atômico;
 átomo: menor porção ou partícula de qualquer
classe de substância;
 átomo indivisível.
•DALTON – 1808
BOLA DE BILHAR
 átomo caracterizado como uma partícula
maciça e indivisível.
•THOMSON – 1897
PUDIM DE
PASSAS
 átomo: partícula maciça, mas não indivisível;
 esfera gelatinosa com os elétrons incrustrados,
neutralizando a carga positiva do núcleo.
 descoberta do elétron.
•RUTHERFORD – 1911
SISTEMA
PLANETÁRIO
 átomo não maciço e divisível;
 formado por um núcleo muito pequeno, onde se
se encontra a carga positiva, ao redor ficam os
elétrons neutralizando a carga dele.
EXPERIMENTO DE RUTHERFORD
BOHR
*Explicação do
átomo baseado na
luz emitida por
alguns elementos
quando aquecidos.
* O átomo é formado por
um núcleo e níveis de
energia quantizada ( onde
estão os elétrons ), num
total de sete.
O modelo de Böhr permite relacionar as órbitas
(níveis de energia) com os espectros
descontínuos dos elementos.
• BOHR – 1913
 elétrons giram ao redor do núcleo
em órbitas estacionárias;
 não ganham nem perdem energia;
 energia do e- aumenta à medida
que ele se afasta do núcleo;
 a energia da orbita é tanto maior quanto maior for
o seu raio;
 o fornecimento de energia ao átomo faz com que
os e- absorvam essa energia e saltem de
r
órbitas mais próximas do núcleo para
órbitas mais afastadas;
 o átomo voltando a seu estado normal de
energia, cede a energia anteriormente
recebida e seus e- voltam para suas órbitas
de origem;
 a energia é cedida sob forma de ondas eletromagnéticas.
Essas órbitas foram denominadas níveis de energia. Hoje são
conhecidos sete níveis de energia ou camadas, denominadas
K, L, M, N, O, P e Q.
 MODELO ATÔMICO DE BOHR
(é o modelo mais aceito até hoje)
CONSTITUÍÇÃO DO ÁTOMO
 prótons (partícula com carga elétrica positiva)
 nêutrons (partícula eletricamente neutra e de
massa aproximadamente à do próton)
 elétrons (partícula com carga elétrica negativa
1836 vezes menor que o próton)
ELEMENTO QUÍMICO
 conjunto de átomos que possuem o mesmo
número atômico (Z);
 possuem as mesmas característica, como:
Reatividade química
Tendência de perder ou ganhar eEtc
PRINCIPAIS CARACTERÍSTICAS
DO ÁTOMO
Número atômico Z: é o nº de prótons presentes
no núcleo de um átomo.
Número de nêutrons N: são partículas presentes
no núcleo juntamente com os prótons.
Número de massa A: é a soma do nº de prótons Z
e de nêutrons N.
A=Z+N
Obs: nºZ = nºP = nºe- (quando
o átomo não estiver ionizado.
SIMBOLOGIA DO ELEMENTO
QUÍMICO
Convenção:
A
Z
X
Ou
X
A
Z
Onde:
A = nº de massa
Z = n° atômico
N = nº de nêutrons
SEMELHANÇAS ATÔMICAS
ISÓTOPOS, ISÓBAROS E ISÓTONOS
ISÓTOPOS: nº de prótons (Z) =
nº de massa
(A) ≠
nº de nêutrons (N) ≠
Ex:
ISÓBAROS: nº de prótons (Z) ≠
nº de massa
(A) =
nº de nêutrons (N) ≠
Ex:
ISÓTONOS: nº de prótons (Z) ≠
nº de massa
(A) ≠
nº de nêutrons (N) =
Ex:
13 ,
6C
N=8
6C
12,
19K
6C
40,
13
40
20Ca
8O
16
N=8
EXEMPLOS
1)Qual o nº de nêutrons presentes em
(Dado: Z=53)
131I?
2) Qual o n° atômico de elemento Y, se A=30 e N=16?
3)Se Z=15 e N=15, qual o n° de massa do elemento
W?
ÍONS
Espécie química que apresenta o nº de prótons
diferente do n° de e-.
Tipos de íons
 positivos = cátions
 negativos = ânions
Cátions
Formam-se quando um átomo perde 1 ou mais e-.
Ex: átomo Na
 prótons =11 → 11 cargas +
 elétrons=11 → 11 cargas –
carga total = zero
Quando o sódio perde 1e-, origina:
Cátion Na
 prótons = 11 → 11 cargas + = +11
 elétrons= 10 → 10 cargas - = -10
carga total = +1
Esta carga positiva refere-se a perda de 1e-, e é
representado como Na+.
Ânions
Forma-se quando um átomo recebe 1 ou mais e-.
Ex: átomo F
prótons = 9→ 9 cargas +
elétrons= 9→ 9 cargas –
carga total = zero
Quando o flúor recebe 1e-, origina:
Ânion F
prótons = 9 → 9 cargas + = +9
elétrons= 10 → 10 cargas - = -10
carga total = -1
Esta carga negativa refere-se ao ganho de 1e-, e é
representado como F-.
VALÊNCIA DOS ÍONS
Os íons podem ser monovalentes, bivalentes,
trivalentes e tetravalentes.
Ex:
 monovalentes
 bivalentes
 trivalentes
→ Na+, F→ Ca2+, O2→ Al3+, N3-
NÍVEIS DE ENERGIA
ELETROSFERA
• A coroa ou eletrosfera está dividida em 7 camadas ou níveis
designados:
1K=2e
2 L = 8e
3 M = 18e
4 N = 32e
5 O = 32e ( teórico 50 )
6 P = 18e ( teórico 72 )
7 Q = 8e( téorico 98 )
EQUAÇÃO DE RYDBERG :
O número máximo de elétrons por nível é
2n2
SUBCAMADAS OU
SUBNÍVEIS
• Em cada camada, os elétrons estão
distribuídos em subcamadas ou subníveis
de energia, representados pelas letras:
s – Sharp – máximo de elétrons 2
p – Principal – máximo de elétrons 6
d – Diffuse – máximo de elétrons 10
f – Fundamental – máximo de elétrons 14
PREENCHIMENTO DOS SUBNÍVEIS
Os subníveis são preenchidos em ordem
crescente de energia (Diagrama de Linus Pauling)
DISTRIBUÍÇÃO ELETRÔNICA
O preenchimento da eletrosfera pelos elétrons
em subníveis obedece à ordem crescente de energia
definida pelo diagrama de Pauling:
1s2 - 2s2 - 2p6 - 3s2 - 3p6 - 4s2 -3d10 - 4p6 – 5s2 –
4d10 - 5p6 - 6s2 - 4f14 - 5d10 - 6p6 - 7s2 - 5f14 - 6d10
1s2
1 → nível de energia
S → subnível de energia
2 → n° máximo de elétrons
Exercício: qual é a distribuíção eletrônica do átomo
de ferro (Z=26) em seu estado fundamental?
a) em subníveis de energia.
b) em níveis de energia.
DISTRIBUÍÇÃO ELETRÔNICA
EM ÍONS
11Na
→ 1s2 - 2s2 - 2p6 - 3s1
retira-se 1e-, sendo ele da última camada.
2 - 2s2 - 2p6
Na
→
1s
11
Exercício: Faça a distribuição eletrônica do íon
Ca2+. (Dado: 20Ca)