Capitulo 2

Átomos, Moléculas e Íons

Equipe: Bruno Renato F. Gaiga –15847

Guilherme Zanesco – 15856

Professor: Élcio R. Barrak

Introdução

• Desenvolvimento e concepção do Modelo atômico moderno;

• Distribuição dos elementos na Tabela Periódica;

• Moléculas;• Íons;• Compostos orgânicos;• Nomenclatura dos compostos orgânicos e

inorgânicos.

Teoria Atômica

Demócrito e Leucipo – o átomo é a menor unidade da matéria , Indivisível.

J. Dalton – Bola de bilharJ. Dalton – Bola de bilhar

- Define os átomos como esferas minúsculas , rígidas e indestrutíveis

J.J. Thomson – Pudim de passasJ.J. Thomson – Pudim de passas

- “Descoberta” do elétron(Joseph John Thomson descobriu o elétron em 1897. Ganhou o Prêmio Nobel de física de 1906).

-O átomo era uma grande esfera positiva com elétrons distribuídos uniformemente por ele;

Millikan – Mediu a carga do elétronMillikan – Mediu a carga do elétron(Experiência da gota de óleo)(Experiência da gota de óleo)

Rutherford – Sistema Solar

Experiência de Rutherford

- Provou que os elétrons não estão embutidos no átomo como afirmava Thomson;

- Analisou os desvios das partículas αα (carga +2) carga +2) ao penetrarem uma lamina de ouro;

• Rutherford bombardeou partículas alfa em uma lamina fina de ouro e percebeu que a maior parte dessas partículas atravessavam a lamina metálica seguindo uma trajetória retilínea , mas algumas (1 a cada 10.000) sofriam desvio, e que outras voltavam como se sofressem reflexão.

• Seu experimento permitiu que ele chegasse a conclusão que o átomo não era compacto.Desenvolveu assim o modelo planetário,admititindo que o átomo era formado por uma parte central positiva,muito pequena mas de grande massa,e uma parte envolvente negativa ,enorme em relação a parte positiva.

-Os elétrons descrevem movimento elíptico ao redor do núcleo assim com os planetas ao redor do Sol

-Descoberta do núcleo (se o átomo tivesse o tamanho de um estádio de futebol, o núcleo teria o tamanho de uma azeitona);

Estrutura atômica de Rutherford

Chadwick – Descoberta dos nêutronsChadwick – Descoberta dos nêutrons

Rutherford – Sistema Solar

Bohr

Baseando-se em modelos anteriores e também nas idéias de Albert Einstein, Bohr propõe as seguintes idéias-chave:

• Os elétrons que circundam o núcleo atômico se encontram em órbitas que têm níveis de energia quantizados.

• As leis da mecânica clássica não valem quando o elétron salta de uma órbita a outra.

• Quando ocorre o salto de um elétron entre órbitas, a diferença de energia é emitida (ou suprida) por um simples quantum de luz (também chamado de fóton), que tem energia exatamente igual à diferença de energia entre as órbitas em questão.

• As órbitas permitidas dependem de valores quantizados (discretos) de momento angular orbital.

Bohr

Bohr ganhou o Premio Nobel de Física em 1922

Modelo atômico atual — modelo da nuvem eletrônica

• Os cientistas abandonaram a idéia de que o elétron descrevia uma trajetória definida em torno do núcleo e passaram a admitir que existem zonas onde há maior probabilidade de encontrar os elétrons, designadas por orbitais.

A tabela Periódica

À medida que as observações químicas se acumulavam e que a lista dos elementos conhecidos se expandia, fizeram-se muitas tentativas de descobrir regularidades no comportamento químico. E essas tentativas culminaram, em 1869, com a criação da Classificação Periódica dos Elementos.

A disposição dos elementos é feita na ordem dos números atômicos crescentes de modo que os elementos com propriedades semelhantes fiquem na mesma coluna vertical.

• Numero atômico: É o número de prótons de um determinado átomo, que em seu estado neutro (eletricamente), e igual ao número de elétrons;

• Isótopos: Átomos de um elemento químico cujos núcleos têm o mesmo número atômico "Z", mas diferentes massas atômicas;

Ex.: 1H (Prótio), 2H (deutério) e 3H (trítio).

• Número de massa: Simbolizado pela letra A, é:

A = nº prótons + nº nêutrons

Semelhanças e Disposição

Grupo

Metais Não-Metais

Divisão das colunas por camada de Valência

• 1 s1 • 2 s2

• 3 s2d1

• .....• 12 s2d10

• 13 s2p1

• .....• 18 s2p6

Modelo de bolas e varetasModelo molecular maciço

Representação em perspectiva

•Molécula: Reunião de dois ou mais átomos ligados firmemente entre si, por exemplo o Oxigênio que é normalmente encontrado na atmosfera, o O2 ;

•Composto Molecular: Composto formado por moléculas, por exemplo a água, H2O .

Moléculas e Compostos Moleculares

Fórmula Molecular: indica os números e tipos efetivos de átomos em uma molécula;

Ex.: C2H4 – Etano

Fórmula Empírica: É a fórmula que da somente os números relativos de átomos de cada tipo numa molécula; Ex.: HO (Fórmula empírica do peróxido de hidrogênio) As fórmulas químicas dos compostos iônicos são formulas Empíricas.

Fórmulas Molecular e Empírica

Íons e Compostos Iônicos • Se elétrons são removidos ou adicionados a um átomo

neutro, forma-se um íon. O íon positivo (que perde elétrons) é denominado cátion e o íon negativo (que ganha elétrons) é denominado ânion.

• Composto Iônico: Reunião de íons positivos e negativos, formado em geral pela combinação de metais (tendência a perder elétrons) e não-metais(tendência em ganhar elétrons);

Nomenclatura de Compostos Inorgânicos

• Nomenclatura dos Cátions:

Se forem formados por átomos de um METAL, tem o mesmo nome que o metal;

Ex.:Na+ - Íon Sódio

Fe2+ - Íon Ferro(II)

Fe3+ - Íon Ferro(III)• Nomenclatura dos Ânions:

a) Os Ânions monoatômicos tem os nomes formados pela adição da terminação –eto à raiz do nome do elemento;

Ex.: S2- - Sulfeto

b) Os ânions poliatômicos contendo oxigênio tem os nomes terminados em –ato ou em –ito.

Oxigênios Nome

+1 per ... ato

PADRÃO ... ato

-1 ... ito

-2 hipo ... ito

Ex: ClO4- (perclorato) ClO3- (clorato) ClO2- (clorito) ClO- (hipoclorito)

• Composto Iônicos – A nomenclatura consiste no nome do ânion seguido da preposição ‘de’ e do nome do cátion;

Ex.: KCl (cloreto de potássio)

Na2SO4 (sulfato de sódio)

• Compostos Ácidos – Substâncias cujas moléculas liberam íons hidrogênio (H+), quando dissolvidos em água ;

Íon Ácido Ex.: Íon Ácido Ex.: Br - (brometo) + H+

ito ito oso oso ato ato ico HBr (ácido bromídrico) ico HBr (ácido bromídrico) eto eto ídrico ídrico

Os elementos necessários aos organismos vivos

• 97% da massa da maioria dos organismos vivos é constituída por apenas 6 elementos, são eles: Oxigênio, carbono, hidrogênio, nitrogênio, fósforo e enxofre.

• Na maioria das células a água corresponde a 70% do seu conteúdo.

• Os compostos orgânicos tem papel vital no metabolismo dos seres vivos, como por exemplo as proteínas, que atuam nos sistemas de defesa, hormonal, entre outros.

Compostos Orgânicos

• Química orgânica é o ramo da química que estuda os compostos de carbono.

• Dos dez milhões de compostos conhecidos atualmente , nove milhões são de compostos orgânicos.

• Constituídos principalmente por C , H , O ,N, S, entre outros;

Funções Sufixo

Hidrocarboneto _o

Álcool (–OH) _ol

Cetona (=O) _ona

Aldeído (–CHO) _alÁcido Carboxílico (–COOH) Ácido _óico

N° de carbonos

Prefixo

1 met...

2 et...

3 prop...

4 but...

5 pent...

6 hex...

Ligação

simples ... an ...

dupla ... en ...

tripla ... in ...

duas duplas ... adien ...

Nomenclatura

Conclusão

• Neste capítulo fizemos um estudo superficial sobre as teorias atômicas, as características dos átomos, assim como a formação de compostos a partir destes. Procuramos mostrar a importância dessa área para compreensão da Química.

Bibliografia

• T. L. Brown, H. E. LeMay Jr., B. E. Bursten e J. R. Burdge. Química: A Ciência Central, 9ª. ed.. São Paulo: Pearson, 2005.

• http://pt.wikipedia.org/wiki/Molécula• http://exercicios.fisicoquimica.googlepages.com/• http://www.if.ufrgs.br/• http://www.lapp.in2p3.fr/• http://js082.k12.sd.us/• Livros de química orgânica e inorgânica da coleção

OBJETIVO(Sistema de métodos de aprendizagem)