ÁTOMO

Centro Universitário da
Fundação Educacional de
Barretos
Curso: Engenharia Mecânica, Produção e
Química
Disciplina: Química Geral
DIANA MARIA SERAFIM MARTINS
(Docente)
Barretos/SP
2009
OBJETIVO DA DISCIPLINA
 Identificar e caracterizar métodos científicos utilizados
em química e reconhecer o significado de uma lei científica;
 Possibilitar o entendimento das características físicoquímicas das substâncias, das reações envolvidas e das
propriedades dos produtos químicos formados, bem como a
interação direta e indireta nos diversos segmentos da
indústria;
 Mostrar a importância dos conhecimentos da química com
as tecnologias aplicadas aos diversos campos da engenharia.
 Desenvolver nos alunos hábitos de observação e
compreensão dos princípios básicos da Química Geral e
Experimental a ser utilizada como uma ferramenta
importante no seu campo de atuação
SEMANA
AULA TEÓRICA
AULA PRÁTICA
1
Apresentação
2
Atomística
Laboratório
3
Estrutura Eletrônica
Teste da Chama
4
Festa
5
Ligações Químicas
Polaridade e Solubilidade
6
Feriado
7
Ligações Químicas
•Uso de
Análise e Separação mist. Espectrofotômetro
8
Avaliação
Entrega de Relatórios
9
Funções Inorgânicas
Indicadores ácido/Base
10
Funções Inorgânicas
Equilíbrio Ácido/Base
11
Feriado
12
Soluções I
Preparo de Soluções
13
Soluções II
Padronização de Soluções
14
Feriado
15
Estequiometria
Preparo de NaCl
16
Estequiometria das sol.
Reações Químicas
17
Reações redox
Bafômetro
18
Avaliação
Entrega de Relatórios
19
Revisão de provas
20
Substitutiva
•Uso do pHmetro
•Cromatografia em
papel
•Estudo de algumas
propriedades de
elementos inorgânicos
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICA
•BROWN, T.L., LEMAY,H. E., BURSTEN, B. E., BURDGE, J. R. Química:
A ciência central. 9 edição, São Paulo: Editora Pearson Prentice Hall,
2005, 972p.
•RUSSEL, J. B. Química geral. 2 edição, São Paulo: Editora Pearson
Prentice Hall, 2008, volume 1, 621 p. .
•RUSSEL, J. B. Química geral. 2 edição, São Paulo: Editora Pearson
Prentice Hall, 2008, volume 2, 642 p.
•MAIA, D. J., BIANCHI, J. C. A. Química geral: Fundamentos. 1 edição,
São Paulo: Editora Pearson Prentice Hall, 2007, 436 p.
BASE DE DADOS
•Google acadêmico – www.scholar.google.com
•www.google.com.br
•www.biblioteca.iq.unesp.br
RELATÓRIO
REVISÃO
DE
QUÍMICA
A Química é uma ciência natural
que estuda a composição, a estrutura e as
propriedades das substâncias e suas
transformações.
Ciências naturais são: química, física,
biologia, geologia, astronomia, etc., e estudam
de forma sistemática os fatos e idéias que
descrevem nosso mundo.
Ciência é uma palavra latina que significa
conhecimento.
CONHECIMENTOS DE QUÍMICA
EXPLICAÇÃO
RESOLUÇÃO DE PROBLEMAS
o efeito da chuva ácida nas obras civis;
os riscos ao meio ambiente da utilização de
certos produtos químicos em estações de
tratamento de águas de abastecimento ou
residuária;
produção de materiais alternativos na
construção civil;
contaminação por metais pesados provenientes
de tintas e vernizes; etc.
A Química é uma ciência quantitativa e suas
relações são expressas satisfatoriamente em
linguagem matemática.
QUÍMICA ORGÂNICA
estuda os compostos do elemento
carbono
FÍSICOQUÍMICA
QUÍMICA
ANALÍTICA
relaciona a física
com a química
trata das análises
qualitativa e
quantitativa de um
sistema químico,
definindo quais as
espécies químicas
presentes no sistema
e quais as suas
quantidades
QUÍMICA
INORGÂNICA
estuda os compostos dos
demais elementos
químicos.
Química dos
polímeros
Bioquímica
Química
ambiental
A perspectiva molecular da química
• A matéria é o material físico do universo.
• No nível microscópico, a matéria consiste de átomos e moléculas.
• Os átomos se combinam para formar moléculas.
• Como vemos, as moléculas podem consistir do mesmo tipo de átomos
ou de diferentes tipos de átomos.
Estados da matéria
• A matéria pode ser:
 um sólido: sólidos são rígidos
e têm forma e volume
definidos
 um líquido: não têm forma,
mas têm volume
 um gás: gases não têm
forma nem volume definidos,
podendo ser comprimidos
para formarem líquidos
Propriedades da Matéria
Física: são utilizadas para identificar a
substância.
Ex: Ponto de fusão, ebulição, densidade,
solubilidade, massa, volume.
Química: são utilizadas para prever
transformações.
Ex: eletronegatividade, afinidade eletrônica,
energia de ionização
Substâncias puras e misturas
A matéria é formada por moléculas iguais entre si – substância pura,
Ex: água, sal, ferro, açúcar, oxigênio.
SUBSTÂNCIA SIMPLES
SUBSTÂNCIA COMPOSTA
Formada por único elemento
Formada por mais de um elemento.
Ex: Fe, gás oxigênio
Ex: HCl, CO2,etc.
Elementos
• Se uma substância pura não pode ser decomposta em algo
mais, então ela é um elemento.
Elementos
• Os símbolos químicos com uma letra têm aquela letra
maiúscula (por exemplo, H, B, C, N, etc.)
• Os símbolos químicos com duas letras têm apenas a
primeira letra maiúscula (por exemplo, He, Be).
Compostos
É uma substância pura constituída de dois ou mais
elementos.
Ex: NaCl, C12H22O11, sulfato de cobre
Misturas- é a composição de duas ou mais
substâncias misturadas fisicamente.
Ex: Granito, concreto, madeira, ligas metálicas
As misturas heterogêneas não são totalmente uniformes. Ex:
água e óleo, areia e água, água gaseificada, etc.
• As misturas homogêneas são totalmente uniformes.Ex: ar,
água salgada, gasolina, vidro.
• As misturas homogêneas são chamadas
de soluções.
Água + açúcar
Mudanças físicas e químicas
• Quando uma substância sofre uma mudança física, sua aparência
física muda.
– O derretimento do gelo: um sólido é convertido em um
líquido.
• As mudanças físicas não resultam em uma mudança de composição.
• Quando uma substância muda sua composição, ela sofre uma
alteração química:
– Quando o hidrogênio puro e o oxigênio puro reagem
completamente, eles formam água pura.
– No frasco contendo água não há sobra de oxigênio nem de
hidrogênio.
Propriedades da matéria
Separação de misturas
• As misturas podem ser separadas se suas propriedades
físicas são diferentes.
• Os sólidos podem ser separados dos líquidos através de
filtração.
• O sólido é coletado em papel de filtro, e a solução, chamada
de filtrado, passa pelo papel de filtro e é coletada em um
frasco.
Propriedades da matéria
Separação de misturas
• As misturas homogêneas de líquidos podem ser separadas
através de destilação.
• A destilação necessita que os diferentes líquidos tenham
pontos de ebulição diferentes.
• Basicamente, cada componente da mistura é fervido e
coletado.
• A fração com ponto de ebulição mais baixo é coletada
primeiro.
Separação de misturas
Unidades de medida
Unidades SI
• Existem 7 unidades básicas no sistema SI.
Unidades de medida
Unidades SI
•
As potências de dez são utilizadas por conveniência com menores ou maiores unidades no sistema SI.
Unidades de medida
Unidades SI
Unidades de medida
Unidades SI
• Observe que a unidade SI para comprimento é o metro (m), enquanto a
unidade SI para massa é o quilograma (kg).
– 1 kg tem 2,2046 lb.
Temperatura
Existem três escalas de temperatura:
• Escala Kelvin
– Usada em ciência.
– Mesmo incremento de temperatura como escala Celsius.
– A menor temperatura possível (zero absoluto) é o zero Kelvin.
– Zero absoluto: 0 K = 273,15 oC.
Unidades de medida
Temperatura
• Escala Celsius
– Também utilizada em ciência.
– A água congela a 0 oC e entra em ebulição a 100 oC.
– Para converter: K = oC + 273,15.
• Escala Fahrenheit
– Geralmente não é utilizada em ciência.
– A água congela a 32 oF e entra em ebulição a 212 oF.
– Para converter:
5
C   F - 32 
9
9
F  C   32
5
Unidades de medida
Temperatura
Unidades de medida
Volume
• As unidades de volume são
dadas por (unidades de
comprimento)3.
– A unidade SI de volume
é o m3.
• Normalmente usamos
1 mL = 1 cm3.
• Outras unidades de volume:
– 1 L = 1 dm3 = 1000 cm3 =
1000 mL.
Unidades de medida
Volume
Unidades de medida
Densidade
• Usada para caracterizar as substâncias.
• Definida como massa dividida por volume:
• Unidades: g/cm3.
• Originalmente baseada em massa (a densidade era definida como
a massa de 1,00 g de água pura).
Substâncias
Densidade (g/cm3)
Ar
0,001
Água
1,00
Etanol
0,79
Ferro
7,90
A incerteza na medida
A incerteza na medida
• Todas as medidas científicas estão sujeitas a erro.
• Esses erros são refletidos no número de algarismos informados para a
medida.
• Esses erros também são refletidos na observação de que duas medidas
sucessivas da mesma quantidade são diferentes.
Precisão e exatidão
• As medidas que estão próximas do valor “correto” são exatas.
• As medidas que estão próximas entre si são precisas.
O modelo atômico atual
O Átomo de Dalton (1808)
• John Dalton propôs um modelo de átomo onde
pregava as seguintes idéias:
– toda matéria é constituída por partículas
minúsculas, maciças e indivisível - átomos;
– os átomos de um mesmo elemento são iguais em
massa e suas propriedades;
– os átomos de elementos diferentes, apresentam
propriedades químicas e físicas diferentes;
– os átomos se unem em proporções bem definidas,
constituindo as espécies químicas.
Modelo Atômico de Thomsom
“ Pudim de Passas”
 Átomo deveria ser maciço
e esférico
Formado por uma pasta
positiva em que estão
incrustadas partículas com
carga elétrica negativa
 Elétrons
 Modelo conhecido como
Pudim de passas,
DESCOBERTA DO ELÉTRON
 Fonte elétrica, estabelece-se uma
diferença de potencial elétrico (ddp)
entre os dois eletrodos.
 Quando essa ddp é suficientemente
elevada, forma-se um feixe luminoso
no interior do aparelho.
 Conclusão - essa luz era causada
por raios que tinham sua origem no
cátodo, por isso foram denominados
de raios catódicos.
Crookes (1875)
Experiência com gases na ampola em baixíssima
pressão e descargas elétricas de alta voltagem
ELÉTRON
Goldstein / Rutherford
PRÓTON
O que Rutherford observou?
• A maioria das partículas
alfa atravessam a lamina
de ouro sem sofrer
desvios;
• Poucas partículas alfa
sofrem desvios ao
atravessar a lamina de
ouro.
• Poucas partículas alfa não
atravessam a lamina de
ouro;
• Rutherford calculou que o
raio do átomo deveria ser
10.000 a 100.000 vezes
maior do que o raio do
núcleo, ou seja, o átomo
seria formado por espaços
vazios.
• Os desvios sofridos pelas
partículas alfa eram devidos
às repulsões elétricas entre o
núcleo (positivo) e as
partículas alfa, também
positivas.
• Para equilibrar a carga elétrica
positiva do núcleo atômico
deve existir cargas elétricas
negativas ( elétrons) ao redor
do núcleo
MODELO ATÔMICO DE RUTHERFORD – MODELO PLANETÁRIO
- Elétrons estavam em movimento, distribuídos em órbitas fixa
sem torno do núcleo;
- Se o núcleo do átomo apresenta carga elétrica positiva, o que o
impede de atrair para junto de si os elétrons que possuem carga
negativa?
Niels Bohr (1885-1962)
- Em 1913, o físico
dinamarquês Niels Bohr
expôs algumas idéias que
modificaram e explicaram
as falhas do modelo
planetário do átomo.
O modelo atômico
apresentado por Bohr é
conhecido por modelo
atômico de RutherfordBohr
Postulados de Bohr
• A eletrosfera está dividida em camadas ou
níveis eletrônicos, e os elétrons nessas
camadas, apresentam energia constante;
• Em sua camada de origem (camada
estacionária) a energia é constante, mas o
elétron pode saltar para uma camada mais
externa, sendo que, para tal é necessário que
ele ganhe energia externa;
• Um elétron que saltou para uma camada de
maior energia fica instável e tende a voltar a
sua camada de origem; nesta volta ele devolve
a mesma quantidade de energia que havia
ganho para o salto e emite um fóton de luz.
MODELO ATÔMICO DE RUTHERFOR-BOHR
-O átomo apresenta uma região com carga
elétrica positiva (núcleo) – prótons
-Os elétrons encontram-se distribuídos em
torno do núcleo em níveis de energia cada
vez mais distantes
-Rutherford concluiu que deveriam existir
partículas com massa semelhante a dos
prótons aumentando assim a estabilidade
do núcleo
Chadwick (1932) - NÊUTRONS
1 Å = 10-10 m
Características das
partículas subatômicas:
Partícula
Próton
Carga
+1
Massa
1
Elétron
-1
1/1840
Nêutron
0
1
• O átomo é eletricamente neutro  (p = e-).
• A massa do átomo está concentrada no núcleo.
• O núcleo é cerca de 10000 X menor que o átomo.
Notação Química do Átomo:
• Número Atômico (Z):
n° prótons (p)
• Número de Massa (A):
A = p + n (neutrons)
N° atômico
z
A
X
N° de massa
Símbolo do elemento
Íons:
• Definição: é o átomo que
perdeu ou ganhou elétrons.
• Classificação:
Cátion (+): átomo que perdeu elétrons.
Ex. átomo: 11Na23  cátion Na+1 + eÂnion (-): átomo que ganhou elétrons.
Ex. átomo: 17Cl35 + e-  ânion Cl-1
ISÓTOPOS:
São átomos com o mesmo número de
PRÓTONS.
Exemplos:
12 e
C
6
14
C
6
1
H
1
15 e O16
O
8
8
2
H
1
Hidrogênio
Deutério
99,98%
0,02%
3
H
1
Trítio
10-7 %
ISÓBAROS:
 São átomos com o mesmo número de MASSA
Exemplos:
40 e
Ar
18
40
Ca
20
42 e
Sc
21
42
Ti
22
ISÓTONOS:
 São átomos com o mesmo número de NÊUTRONS
Exemplos:
31 e
P
15
32
S
16
38 e
Kr
18
40
Ca
20
RESUMO:
Isótopos = Z (= p), A e  n
Isóbaros  Z (p), = A e  n
ÁTOMO
Isótonos  Z (p),  A e = n
Obs. Existem ainda as chamadas espécies
isoeletrônicas, que possuem o mesmo número de
elétrons.
Exemplo:
23(+1)
Na
11
16(-2)
O
8
e
19(-1)
F
9
Sommerfeld (1868 -1951)
Logo após Bohr enunciar seu modelo,
verificou-se que um elétron, numa
mesma camada, apresentava energias
diferentes. Como poderia ser
possível se as órbitas fossem
circulares?
Sommerfeld sugeriu que as órbitas
fossem elípticas, pois em uma elipse
há diferentes excentricidades
(distância do centro), gerando
energias diferentes para uma mesma
camada.
Modelo Atômico de Sommerfeld
-Determinado nível de energia
apresentava subdivisões
subníveis de energia;
-Estando os subníveis
associados a várias órbitas
diferentes sendo uma dessas
circular e as outras elípticas
Diagrama de Linus Pauling
s
Níveis
K 1
L 2
M 3
N 4
O 5
P 6
Q 7
1s
2s
3s
4s
5s
6s
7s
2
p
2p
3p
4p
5p
6p
d
3d
4d
5d
6d
f
4f
5f
6 10 14
Max. de e-
e2
8
18
32
32
18
2
Tabela
Periódica
Elementos Químicos
QUÍMICA GRAL – PERIODICIDADE QUÍMICA
Podemos destacar:
Eletronegatividade: capacidade que um átomo possui de
puxar
elétrons
de
outro
átomo
(relacionada
à
ELETROAFINIDADE – capacidade de um átomo no estado
fundamental ganhar 1e-);
OBS: A variação da eletronegatividade é análoga a da energia
de ionização, exceto para os GNs!!!!
Estabilização Energética – Regra do Octeto:
Átomos cuja configuração eletrônica externa for
semelhante a dos gases nobres atingem a “estabilidade”:
os átomos perdem, ganham ou compartilham elétrons de
modo a minimizar a energia do sistema.