CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA

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1 Unidade 2 A matéria 29 Elemento Símbolo alquímico Nome em inglês Dalton Símbolo em inglês Nome em latim Berzelius Símbolo em latim Ouro Gold G Aurum Au Prata Silver S Argentum Ag Ferro Iron I Ferrum Fe Cobre Copper C Cuprum Cu CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA 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 ( ) formula uma teoria atômica para explicar a constituição da matéria. TEORIA ATÔMICA DE DALTON 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. 4. A combinação de átomos de elementos diferentes, numa proporção de números inteiros, 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. Representação dos elementos químicos Dalton acreditava que os átomos fossem maciços, esféricos e indivisíveis como bolinhas de gude. Até 1808, quando surgiu a teoria atômica de Dalton, eram conhecidos aproximadamente 50 elementos químicos. Por volta de 1810, o químico sueco Berzelius ( ) organizou a notação química utilizada até essa data, que era bastante confusa, introduzindo como símbolo dos elementos as iniciais de seus nomes em latim. CEDOC 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. Representações de uma molécula de água H 2 O fórmula H 2 O elementos quantidade de átomos Membro da comunidade Quaker com seus trajes característicos do final do século XIX. hidrogênio H oxigênio O 2 átomos de H 1 átomo de O átomo de oxigênio átomo de hidrogênio Representações de uma molécula de ozônio O 3 fórmula O 3 elemento quantidade de átomos John Dalton oxigênio O 3 átomos de O 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 também atuou como meteorologista, tendo feito cerca de 200 mil anotações. 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. átomo de oxigênio

2 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 ( ) 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)

3 fluido positivo carga negativa O modelo de Thomson admite que o átomo é divisível. O próton (p) 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. 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 vezes maior que a de um elétron. 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. bloco de chumbo lâmina de sulfeto de zinco feixe de partículas α abertura lâmina de ouro As observações feitas durante o experimento levaram Rutherford a tirar uma série de conclusões: Observação a) A maior parte das partículas α atravessava a lâmina sem sofrer desvios. b) Poucas partículas α (1 em ) não atravessavam a lâmina e voltavam. c) Algumas partículas α sofriam desvios de trajetória ao atravessar a lâmina. b Conclusão A maior parte do átomo deve ser vazio. Nesse espaço (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). c a A comparação do número de partículas que atravessavam a lâmina com o número de partículas 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. O nêutron (n) A ilustração mostra um átomo contendo 5 prótons no núcleo e 5 elétrons na eletrosfera. 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 Eletrosfera Partícula Núcleo formado por prótons e nêutrons com elétrons girando na eletrosfera. Nêutrons 1 Prótons Elétrons Massa relativa (u) Teoria dos quarks Hoje considera-se que as únicas partículas elementares constituintes da matéria são os quarks e os léptons. Quarks 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. up down strange Léptons carga (uce) 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). 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/ Carga relativa (uce) 0 1 1

4 PRINCIPAIS CARACTERÍSTICAS DO ÁTOMO ELEMENTO QUÍMICO Elemento químico: é o conjunto formado por átomos de mesmo número atômico (Z). 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. 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 ZX ou Z X A Número atômico (Z): o número que indica a quantidade de prótons existentes no núcleo de um átomo. Z nº de prótons Vejamos um exemplo: A 23 Na Z 11 p 11 n A Z n 12 Como os átomos são sistemas eletricamente neutros, o número de prótons é igual ao de elétrons. Vejamos alguns exemplos: cloro (C ) Z 17 prótons 17, elétrons 17. sódio (Na) Z 11 prótons 11, elétrons 11. 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. 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: Os átomos, ao ganharem ou perderem elétrons, originam dois tipos de íons: íons positivos cátions; íons negativos ânions. 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: perde 2 e 12Mg 12 Mg 2 p cargas positivas 12 p cargas positivas 12 e cargas negativas 12 e cargas negativas 10 carga elétrica total 0 carga elétrica total 2 Ca C Z 20 p 20 A p n A n n 20 Z 17 p 17 A p n A n n 18 A espécie química Mg 2 é denominada cátion bivalente ou íon bivalente positivo. Íons negativos ou ânions 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.

5 Aplicando essa definição ao átomo de flúor (F), que apresenta Z 9, temos: ganha 1 e 9F 9 F p 9 9 cargas positivas 9 p 9 9 cargas positivas 9 e 9 9 cargas negativas 9 e cargas negativas 10 carga elétrica total 0 carga elétrica total 1 A espécie química F é denominada ânion monovalente ou íon monovalente negativo. SEMELHANÇAS ATÔMICAS Isótonos Isótonos: são átomos que apresentam o mesmo número de nêutrons (n), mas diferentes números atômicos (Z) e de massa (A). Exemplos: p 13 N 7 e C 6 7 n 6 p 6 e 7 n Isótopos Isótopos: são átomos que apresentam o mesmo número atômico (Z), por pertencerem ao mesmo elemento químico, mas diferentes números de massa (A). Isoeletrônicos Isoeletrônicos: átomos e íons que apresentam a mesma quantidade de elétrons. 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: Elementos Representação Abundância (%) 12 6 C Carbono 13 6 C 14 6 C* 16 8 O Oxigênio 17 8 O 18 8 O 39 19K Potássio 19K* 98,89 1,11 traços** 99,7 0,04 0,2 93,30 0,01 6, K Exemplos: 11 p 8 p Na 10 e O 2 10 e Ne n 8 n 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 1H* * O trítio é radioativo. hidrogênio leve; hidrogênio comum; prótio 99,985 deutério 0,015 trítio; tricério; tritério 10 7 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. Isóbaros Isótopo 51 Cr Estudo das hemácias Aplicação Isóbaros: são átomos que apresentam diferentes números atômicos (Z), mas mesmo número de massa (A). 131 I Estudo da tireóide 201 Ti Mapeamento do coração Exemplos: p 40 Ca 20 e Ar n 18 p 18 e 22 n Os isóbaros pertencem, portanto, a elementos químicos diferentes. 99 Tc Mapeamento de cérebro, fígado, rins, coração 18 F Mapeamento ósseo Outro isótopo radioativo, o iodo-123, quando injetado no organismo em pequenas quantidades, permite-nos obter imagens do cérebro.

6 Exercícios de classe 1. O primeiro modelo científico para o átomo foi proposto por Dalton, em 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. 2. Relacione os nomes dos cientistas às alternativas a seguir: Demócrito Thomson Rutherford Dalton Chadwick 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. 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. 5. Indique o número de prótons, nêutrons e elétrons presentes em cada átomo dos seguintes elementos: 12 6 C 19 9F 56 26Fe 6. Considere a representação: 7 3Li 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) 8. Determine o número de prótons, nêutrons e elétrons presentes em cada íon: 19 9 F S 26Fe 26Fe 3 9. Os átomos M e N são isóbaros e apresentam as seguintes características: 10. 5x 4x 8 10 x M 11 xn Determine os números atômicos e os números de massa de M e N. X é Determine o número de massa de X. 11. (UFSC) Considerando as relações entre os átomos, indicadas no esquema a seguir, 40 Y isótonos Isótopo do 41 20Ca Isótono do 41 19K X isóbaros isótopos pode-se afirmar que o(s) número(s): I de massa de Y é 40. II de massa de Z é 20. III de prótons de Y é 22. IV de nêutrons de X é 20. V de prótons de Z é 22. VI de nêutrons de Y é 20. VII de nêutrons de Z é Considere as representações: 20 Z 11x 15 12x 2 10x 35 3x 32 R 5x 8 S 4x 10 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) CEDOC OS NOVOS MODELOS ATÔMICOS 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. K (potássio) Cu (cobre) Na (sódio) Sr (estrôncio) Elementos diferentes produzem luz com cores diferentes. 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 associada certa quantidade de energia. Cálcio Em 1913, Niels Böhr ( ) propôs um novo modelo atômico, relacionando a distribuição dos elétrons na eletrosfera com sua quantidade de energia. O MODELO ATÔMICO DE BÖHR 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 quantidade de energia, salta para uma órbita mais energética. Quando ele retorna à sua órbita original, libera a mesma quantidade de energia, na forma de onda eletromagnética (luz). 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. As cores brilhantes dos fogos de artifício são produzidas pela queima de diferentes elementos químicos. Assim como um sapo não pode saltar meio degrau, ou seja, números fracionários de degraus, um elétron, ao receber energia, só pode "saltar" um número inteiro de níveis. CEDOC

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