QUÍMICA Aula 4. Leis Naturais da Química e Modelos Atômicos

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1 QUÍMICA Aula 4 Leis Naturais da Química e Modelos Atômicos No final do séc. XVIII, o cientista Antoine Lavoisier realizou uma série de experiências em recipientes fechados e efetuando pesagens com balanças mais precisas do que as dos cientistas anteriores e concluiu: No interior de um recipiente fechado, a massa total não varia, quaisquer que sejam as transformações que venham ocorrer. Tal afirmativa é uma Lei da Natureza, descoberta por Lavoisier (Lei de Lavoisier), tal afirmativa também pode ser enunciada da seguinte maneira: A soma das massas antes da reação é igual à soma das massas após a reação ou pelo seguinte ditado popular Na natureza, nada se perde, nada se cria; tudo Antoine Lavoisier se transforma. Ex 1 : C (s) + O 2(g) CO 2(g) verifica-se que 3 gramas de carbono reagem com 8 gramas de oxigênio, produzindo 11 gramas de gás carbônico. 3g + 8g = 11g, portanto conclui-se que nada se perdeu. Quase na mesma época de Lavoisier, Joseph Louis Proust, efetuando também uma grande série de pesagens em inúmeras experiências, chegou à seguinte conclusão: Uma determinada substância composta é formada por substâncias mais simples, unidas sempre na mesma proporção em massa. - Retomando o exemplo 1: 1º Exp. 3g de C se unem a 8g de O 2, produzindo 11g de CO 2. 2º Exp. 6g de C se unem a 16g de O 2, produzindo 22g de CO 2. Perceba que no 1º experimento a proporção entre as massas é de 3:8:11 e no 2º experimento é de 6:16:22. Nesta última os números mudaram, mas obedeceram a relação de que 6 é o dobro de 3, 16 é o dobro de 8 e o produto não seria diferente, 22 é o dobro de 11. Enfim, os números mudaram, mas a proporção é a mesma. Esta conclusão é chamada de Lei de Proust ou Lei das proporções fixas (constantes). Essas duas leis embasam os fundamentos da ciência Joseph Louis Proust química e marcam o seu início. Anotações: EVOLUÇÃO DOS MODELOS ATÔMICOS Durante algum tempo a curiosidade do que era constituída a matéria parecia ser impossível de ser desvendada. Até que em 450 a.c. o filósofo grego Leucipo de Mileto afirmava que a matéria era formada por partículas cada vez menores até que chegasse num ponto que não poderia ser mais dividida. 20 anos depois Demócrito de Abdera, discípulo de Leucipo, afirmou que a matéria era constituída de minúsculas partículas indivisíveis que as chamou de ÁTOMO, que no grego significa indivisível. E assim permaneceu por muito tempo. I. 1º MODELO ATÔMICO. Para explicar os fatos experimentais observados nas leis ponderais vistas anteriormente, o cientista inglês John Dalton imaginou as seguintes hipóteses: - Toda espécie de matéria é formada por átomos; - Átomos de mesmo elemento são iguais em todas suas propriedades; - Átomos de elementos diferentes possuem propriedades físicas e químicas diferentes; E baseado nessas hipóteses, Dalton criou o 1º modelo para o átomo: O átomo é uma esfera extremamente pequena, maciça, indestrutível, indivisível e eletricamente neutra. John Dalton Este 1º modelo é conhecido hoje como Modelo Atômico de Dalton (modelo bola de bilhar ). II. 2º MODELO ATÔMICO. O segundo modelo atômico foi proposto por Joseph John Thomson, que levantou questionamentos sobre o modelo de Dalton, pois, este modelo não explicava fenômenos como à eletricidade, já que por Joseph Thomson sua vez partículas elétricas de cargas negativas (-) já tinham sido descobertas e chamadas de elétrons. Thomson propôs o segundo modelo atômico, formado por uma espécie de pasta de carga positiva e nela estavam inseridas partículas negativas, os elétrons, denominando este segundo modelo atômico de Pudim de Passas. III. 3º MODELO ATÔMICO. Com o advento da Radioatividade possibilitou que cientistas descobrissem outra partícula subatômica 1836 vezes mais pesada que o elétron e dotada de carga de valor igual, porém de sinal positivo (+), esta foi denominada de próton. Assim, um cientista chamado de Ernest Rutherford, em 1911, pôde realizar seu experimento que o possibilitou de criar o Ernest Rutherford

2 terceiro modelo atômico. # EXPERIMENTO DE RUTHERFORD: Caixa de chumbo contendo polônio Partículas alfa (α) Câmara fotográfica Folha de ouro (Au) - Cada um desses níveis possui um valor determinado de energia; - Um elétron pode passar de um nível para outro de maior energia, desde que absorva energia externa (calor, eletricidade, luz, etc.). Quando isso acontece, dizemos que o elétron foi excitado; - O retorno do elétron ao seu nível inicial se faz acompanhar da liberação de energia na forma de ondas eletromagnéticas (calor, luz visível, ultravioleta, etc.) Partículas alfa (α) Chapa de ouro Átomos de ouro Núcleos de átomos de ouro Observações e conclusões de Rutherford por meio do experimento: - A maioria das partículas atravessou a placa de ouro sem sofrer desvio considerável em sua trajetória. Portanto, no átomo há grandes espaços vazios; - Algumas partículas foram rebatidas na direção contrária ao feixe de radiação. Logo, a massa do átomo é concentrada praticamente no núcleo, que é pequeno e denso; - Certas partículas sofreram grande desvio em sua trajetória. Então, o núcleo do átomo tem carga positiva (+). Assim, o 3º modelo atômico dizia que o átomo era formado por um núcleo responsável por toda a massa do átomo e nele estariam partículas dotadas de carga positiva (prótons) e girando ao redor do núcleo estariam os elétrons (dotados de carga negativa) neutralizando a carga do átomo. Este modelo foi comparado ao Sistema Planetário, onde o Sol seria o núcleo e os planetas seriam os elétrons. Logo após o modelo atômico de Rutherford surgiu um grande questionamento, se o núcleo é dotado de carga positiva (prótons), porque essas partículas não se repelem e consequentimente destroem o átomo. A explicação desse fato veio logo depois com a descoberta de outra partícula presente no núcleo do átomo chamada de nêutron, batizada assim, pelo seu descobridor James Chadwick, pois esta não era eletrizada, ou seja, era eletricamente neutra, assim responsável pela coalizão das partículas positivas do núcleo, pois um nêutron é formado por um próton, mais um elétron e mais uma partícula sem carga chamada de neutrino (η). O fenômeno de mudança de camadas dos elétrons descrito por Bohr é muito evidenciado em fatos cotidianos como nos fogos de artifícios, pois o fato dos fogos de artifício emitir, ao estourar, uma grande variedade de cores é explicado pelo modelo atômico de Rutherford-Bohr. Pois ao receberem energia da queima da pólvora os elétrons dos elementos que compõe os fogos de artifícios se excitam e saltam para uma camada mais energética e ao voltarem para as camadas de menor energia emitem a mesma quantidade de energia que absorveram em forma de energia luminosa. Sendo a cor dos fogos dependente do elemento químico que é utilizado na composição dos fogos, pois cada metal é responsável por um tipo de cor: Tipo de elemento Na (Sódio) Cu (Cobre) Li (Lítio) K (Potássio) Ba (Bário) # MODELO ATÔMICO ATUAL: Cor emitida Amarela Azul Vermelha Violeta Verde # MODELO DE RUTHERFORD-BOHR: O modelo de Rutherford explica satisfatoriamente o resultado da experiência com partículas α, porém possui algumas deficiências, pois não explicava os espectros atômicos. Em 1913, Niels Bohr propôs um modelo que conseguisse explicar os espectros atômicos, baseado nos seguintes postulados: Niels Bohr - O elétron move-se em órbitas circulares em torno do núcleo atômico central, chamadas de camadas ou níveis (K, L, M, N,...);

3 # CARACTERÍSTICAS DAS PARTÍCULAS SUBATÔMICAS: PARTÍCULAS MASSA CARGA ELÉTRICA Próton (p + ) 1 +1 Nêutron (N) 1 0 Elétron (e - ) 1/ V. ÍONS: Os átomos quando reagem podem perder ou ganhar elétrons, formando íons. CARACTERÍSTICAS DO ÁTOMO I. NÚMERO ATÔMICO (Z): Representa o número de prótons do núcleo do átomo. Cada tipo de átomo é caracterizado por um número atômico. OBS 3 : Existem íons que possuem o mesmo número total de elétrons estes são chamados de íons isoeletrônicos, porém não podem ter o mesmo número de prótons. # REPRESENTAÇÃO DO ÍON: OBS 1 : O átomo no seu estado fundamental é eletricamente neutro, ou seja, o número de prótons é igual ao número de elétrons e este por sua vez será igual ao número atômico. Ex 1 : O átomo de Sódio (Na) possui o número atômico igual a 11 (Z=11), isso quer dizer que o Na possui em seu núcleo 11 prótons e consequentimente 11 elétrons em sua eletrosfera. Ex 4 : Átomo (Na) Íon Ex 2 : O átomo de Hélio (He) possui em seu núcleo 2 prótons (p + ) e 2 nêutrons (N) e na eletrosfera 2 elétrons (e - ). Portanto seu número atômico é igual a 2 (Z=2). Átomo (P) Cátion monovalente Íon OBS 2 : Nem sempre o número de nêutrons vai ser igual ao número atômico (número de prótons). II. ELEMENTO QUÍMICO: são conjuntos de átomos (ou íons) de mesmo número atômico. III. NÚMERO DE MASSA (A): é a soma do número de prótons (p + ) com o número de nêutrons (N) existentes no mesmo átomo. A = Z + N Ex 3 : O Chumbo (Pb) possui um número atômico (Z) igual a 82 e sua massa atômica (A) é de aproximadamente 207. Temos então para o elemento químico Chumbo: Z = 82 (ou seja, 82 prótons e 82 elétrons) A = 207 u.m.a N = o número de nêutrons será calculado por meio da expressão A = Z + N. A = Z + N 207 = 82 + N = N 125 = N Então, o átomo Chumbo no seu estado fundamental possui Z = 82 (p + e e - ), A = 207 e N = 125 (nêutrons). IV. REPRESENTAÇÃO DO ELEMENTO: Ex 5 :Calcule os valores referentes ao átomo de Alumínio e do Cátion Al 3+. Z = p + = e - = N = A = Ex 6 : Calcule os valores referentes ao átomo de Enxofre e ao Ânion Sulfeto S 2-. Z = p + = e - = N = A = VI. FENÔMENOS ATÔMICOS Ânion trivalente A) ISOTOPIA: É o fenômeno em que átomos de um mesmo elemento químico (mesmo número atômico) apresentam números de massa diferentes. Esses átomos são denominados de Isótopos. - Mesmo nº atômico (Z); - Diferente nº de massa (A); - Diferente nº de nêutrons (N); Ex 7 : Hidrogênio Deutério Trítio 1H¹ H H 3 Isótopos do Hidrogênio

4 B) ISOBARIA: É o fenômeno em que átomos de elementos químicos diferentes (números atômicos diferentes) apresentam mesmo número de massa. Esses átomos são denominados de Isóbaros. - Diferente nº atômico (Z); - Mesmo nº de massa (A); - Diferente nº de nêutrons (N); Ex 8 : 19K Ca 40 # RESUMINDO: Isóbaros 20Ca Ti 42 Isóbaros (C) ISOTONIA: É o fenômeno em que átomos de elementos químicos diferentes apresentam mesmo número de nêutrons. Esses átomos são denominados de Isótonos - Diferente nº atômico (Z); - Diferente nº de massa (A); - Mesmo nº de nêutrons (N); Ex 9 : 17Cl Ca 40 VII. ESTUDO DA ELETROSFERA Isótonos Como já foi mencionado o átomo é composto por um núcleo onde estão localizados os prótons (p + ) e os nêutrons (N) e pela eletrosfera onde estão localizados os elétrons girando ao redor do núcleo. Estes elétrons estão distribuídos em 7 camadas que rodeiam o núcleo, representadas pelas letras K, L, M, N, O, P e Q, sucessivamente depois do núcleo. A localização dos elétrons nas camadas depende da energia do elétron, pois à medida que as camadas se afastam do núcleo, estas vão ficando com maior energia. As camadas da eletrosfera representam um nível de energia, assim a camada K representa o 1º nível de energia, a camada L o segundo nível de energia e assim sucessivamente. Experimentalmente foi descoberta a quantidade máxima de elétrons em cada camada, representado abaixo: VIII. DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA A distribuição de elétrons em um átomo pode ser realizada por meio de um diagrama chamado de Diagrama de Linus Pauling, pois foi idealizado por Linus Carl Pauling, cientista americano, como descrito abaixo: # A distribuição eletrônica de um átomo deve obedecer à seguinte regra: O elétron tem preferência pelos níveis e subníveis de mais baixa energia, um subnível de energia só recebe um elétron quando todos de menor energia estiverem completos # Representação de um subnível de energia com seus elétrons: Em cada camada ou nível de energia os elétrons se distribuem em subcamadas ou subníveis de energia representados pelas letras s, p, d e f em ordem crescente de energia, sendo o nível máximo de elétrons em cada subnível, também determinado experimentalmente, é de:

5 Ex 10 : Distribuição eletrônica dos seguintes átomos no estado fundamental Al, Fe, Na, Cl, O Al: 1s²; 2s²; 2p 6 ; 3s²; 3p¹ Fe: 1s²; 2s²; 2p 6 ; 3s²; 3p 6 ; 4s²; 3d 6-11 Na: - 17 Cl: - 8O: OBS 4 : Gases Nobres Há uma forma simplificada de representar a configuração eletrônica de um elemento químico. Tomando como base a tabela periódica, pode-se escrever o símbolo do gás nobre pertencente ao período anterior e em seguida, distribui-se os elétrons que o elemento possuir a mais em relação a esse gás nobre. Veja como fica a seguir: Ex 11 : 7N 1s 2 2s 2 2p 3 7N [He] 2s 2 2p 3 Hélio: [He] 15P 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 15P [Ne] 3s 2 3p 3 Neônio: [Ne] 33As 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 3 Argônio: [Ar] 33As [Ar] 4s 2 3d 10 4p 3 Última camada Última camada Camada mais energética Camada mais energética # DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA DOS ÍONS: Na configuração eletrônica de íons simples, ou seja, íons formados por um único elemento químico, a perda ou o recebimento de elétrons ocorre sempre na última camada eletrônica do átomo. - Regra geral: Os átomos com menos de 4 elétrons na última camada perdem todos esses elétrons quando se transformam em íons positivos (cátions). Alguns metais de transição também podem perder elétrons da penúltima camada. Os átomos com mais de 4 elétrons na última camada recebem o número de elétrons necessário para completar seu octeto, quando se transformam em íons negativos (ânions). Ex 12 : Átomo de Magnésio Z = 12: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 Íon Magnésio (Mg 2+ ) Z =12: 1s 2 2s 2 2p 6 Átomo Ferro Z = 26: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6 Íon Ferro III (Fe 3+ ) Z = 26: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 Átomo de Flúor Z = 9: 1s 2 2s 2 2p 5 Íon Fluoreto (F - ) Z = 9: 1s 2 2s 2 2p 6 EXERCÍCIOS DE FIXAÇÃO 1) (Fuvest-SP) Thomson determinou, pela primeira vez, a relação entre massa e carga do elétron, o que pode ser considerado como a descoberta do elétron. É reconhecida como uma contribuição de Thomson ao modelo atômico: a) O átomo ser indivisível. b) A existência de partículas subatômicas. c) Os elétrons ocuparem níveis discretos de energia. d) Os elétrons girarem em órbitas circulares ao redor do núcleo. e) O átomo possuir um núcleo com carga positiva e uma eletrosfera. 2) (Osec-SP) Eletrosfera é a região do átomo que: a) concentra praticamente toda a massa do átomo. b) contém as partículas de carga elétrica positiva. c) possui partículas sem carga elétrica. d) permanece inalterada com a formação dos íons. e) tem volume praticamente igual ao volume do átomo. 3) (PUC) Uma importante contribuição do modelo de Rutherford foi considerar o átomo constituído de: a) elétrons mergulhados numa massa homogênea de carga positiva. b) uma estrutura altamente compactada de prótons e elétrons. c) um núcleo com massa desprezível quando comparado a com a massa do elétron. d) uma região central com carga negativa chamada de núcleo. e) um núcleo muito pequeno de carga positiva, cercado de elétrons. 4) (PUC-MG) As diferentes cores produzidas por distintos elementos são resultados das transições eletrônicas. Ao mudar de camadas, em torno do núcleo do átomo, os elétrons emitem energia nos diferentes comprimentos de ondas, as cores. Este texto está baseado no modelo atômico proposto por: a) Niels Bohr. d) John Dalton. b) Rutherford. e) J. J. Thomson. c) Heisenberg. 5) Um fenômeno comum, observado por muitos cozinheiros, é o surgimento de uma cor amarela intensa quando o líquido de uma panela, contendo sal de cozinha, derrama e atinge a chama do fogão. A explicação para esse fenômeno é: a) A água, quando atinge a chama, se dissocia liberando energia, que se manifesta na freqüência de onda correspondente à cor amarela. b) O cloreto de sódio, ao atingir a chama, se dissocia nos íons Na + e Cl -, liberando energia, que se manifesta na freqüência de onda correspondente à cor amarela. c) O íon cloreto, ao atingir a chama, absorve energia e perde o seu elétron mais externo. A diminuição de energia da chama provoca a mudança de coloração de azul para amarelo. d) Alguns elétrons dos íons de Na + são promovidos a estados de maior energia e, ao retornarem ao estado inicial, emitem radiação de freqüência correspondente à cor amarela. e) Os íons de Na +, ao atingirem a chama, recebem energia suficiente para perderem mais um elétron. A diminuição de energia da chama provoca a mudança de coloração de azul para amarelo.

6 6) Um íon X 2- tem 36 elétrons e 40 nêutrons. Os números atômico e de massa desse íon são, respectivamente: a) 36 e 76 d) 34 e 76 b) 38 e 78 e) 34 e 74 c) 36 e 74 7) O átomo Q tem 36 nêutrons e é isóbaro do átomo R. Considerando que R 2+ é isoeletrônico do átomo Q. Assinale o número de nêutrons do átomo R: a) 40 d) 34 b) 38 e) 32 c) 36 8) O silício, elemento químico mais abundante na natureza depois do oxigênio, tem grande aplicação na industria eletrônica. Por outro lado, o enxofre é de grande importância na obtenção do ácido sulfúrico. Sabendo que o átomo 14 Si 28 é isótono de uma das variedades isotópicas do enxofre, 16 S, podese afirmar que este átomo tem número de massa: a) 19 d) 21 b) 28 e) 32 c) 30 9) O átomo 14 X apresenta 7 nêutrons. Assim, o íon X 3- é isoeletrônico do átomo: a) 4 Be d) 11 Na b) 7 N e) 17 C c) 10 Ne 10) (ITA-SP) Dados os átomos: 14I 30, 18 II 30, 13 III 30, 15 IV 30, 18 V 29, 14 VI 31 Podemos afirmar que: a) I e IV são isótopos; II e V são isóbaros; III e IV são b) IV e VI são isótopos; I, II e III são isóbaros; V e VI são c) I, II e III são isótopos; III e V são isóbaros; IV e VI são d) II e VI são isótopos; I e IV são isóbaros; III e VI são e) II e V são isótopos; III e IV são isóbaros; III e VI são 11) (UFPA) Recentemente o Departamento de Química da UFPA adquiriu um equipamento de ressonância magnética nuclear. Este equipamento tem como finalidade à análise de estruturas moleculares, e para a sua operação é necessária a utilização de solventes deuterados, tais como D 2 O, CDCl 3, MeOD e outros. O átomo de deutério em relação ao átomo de hidrogênio é um: a) Isóbaro. d) Alótropo. b) Isótono. e) n.d.a. c) Isótopo. 12) São dadas as seguintes informações relativas aos átomos X, 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. III- O número de massa de Z é 138. O número atômico de X é: a) 53 d) 56 b) 54 e) 57 c) 55 13) (UNAMA) O nosso organismo necessita de alguns íons, que são ingeridos através dos medicamentos. Para o fortalecimento do esmalte do dente é utilizado o fluoreto de estanho II que apresenta os íons 9 F e 50 Sn 2+. Os subníveis mais energéticos destes íons são, respectivamente: a) 2p 6 e 4d 10 d) 2p 6 e 4d 8 b) 2p 5 e 4p 6 e) 2p 4 e 5p 4 c) 2p 5 e 5p 2 14) (Uepa 2005) O corpo humano necessita de vários metais para o bom funcionamento de seu metabolismo, dentre eles os íons: 20 Ca 2+, 19 K +, 11 Na + e 26 Fe 3+. As distribuições eletrônicas desses íons metálicos, em seus últimos níveis, são respectivamente: a)4s 2, 4s 1, 3s 1 e 4s 2 d) 3p 6, 3p 6, 2s 6 e 4s 2 b) 4s 2, 4s 1, 3s 1 e 3d 6 e) 3p 6, 3p 6, 2p 6 e 3d 5 c)3s 1, 4s 1, 4s 2 e 4s 2 15) (UEPA-2007) A distribuição eletrônica do elemento químico Ca (Z=20) presente na composição química da água mineral é: a) 1s 2, 2s 2, 2p 6, 3s 2, 3p 4, 4s 4 b) 1s 2, 2s 2, 2p 6, 3s 4, 3p 5, 4s 1 c) 1s 2, 2s 2, 2p 6, 3s 4, 3p 4, 4s 2 d) 1s 2, 2s 2, 2p 6, 3s 2, 3p 6, 4s 2 e) 1s 2, 2s 2, 2p 6, 3s 2, 3p 8, 4s 0 16) (Ufes 2004) A configuração eletrônica do átomo de ferro em ordem crescente de energia é 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6. Na formação do íon Fe 2+, o átomo neutro perde 2 elétrons. A configuração eletrônica do íon formado é: a) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 b) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 4 c) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 d) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 4s 1 3d 6 e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 4s 2 3d 5 17) (Unesp 2004)Os agentes de cor, como o próprio nome sugere, são utilizados na indústria para a produção de cerâmicas e vidros coloridos. Tratam-se, em geral, de compostos de metais de transição e a cor final depende, entre outros fatores, do estado de oxidação do metal, conforme mostram os exemplos na tabela a seguir. Com base nas informações fornecidas na tabela, é correto afirmar que: a) o número de prótons do cátion Fe 2+ é igual a 24. b) o número de elétrons do cátion Cu 2+ é 29. c) Fe 2+ e Fe 3+ não se referem ao mesmo elemento químico. d) o cátion Cr 3+ possui 21 elétrons. e) no cátion Cr 6+ o número de elétrons é igual ao número de prótons.