Átomos, Compostos Iônicos e Moléculas

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1 Átomos, Compostos Iônicos e Moléculas Blocos de Construção Essenciais para Organismos Vivos Prof. Ranieri Campos

2 Modelos atômicos A palavra átomo foi utilizada pela primeira vez na Grécia antiga, e acreditava que todo tipo de matéria fosse formado por diminutas partículas que denominou átomos (sem divisão); Acreditava-se que tais partículas representavam a menor porção de matéria possível, ou seja, eram indivisíveis. Como esta idéia não pôde ser comprovada por Demócrito e seus contemporâneos, ela ficou conhecida como 1º modelo atômico;

3 Modelo Atômico de Dalton Em 1808, Dalton retomou estas ideias sob uma nova perspectiva: a experimentação. Baseado em reações químicas e pesagens minuciosas, chegou à conclusão de que os átomos realmente existiam e que possuíam algumas características: - Toda matéria é formada por diminutas partículas esféricas, maciças, neutras e indivisíveis chamadas átomos. - Existe um número finito de tipos de átomos na natureza. - A combinação de iguais ou diferentes tipos de átomos originam os diferentes materiais.

4 Modelo Atômico de Thomson (1898) Com a descoberta dos prótons e elétrons, Thomson propôs um modelo de átomo no qual os elétrons e os prótons, estariam uniformemente distribuídos, garantindo o equilíbrio elétrico entre as cargas positiva dos prótons e negativa dos elétrons.

5 Modelo Atômico de Rutherford (1911) Rutherford bombardeou uma fina lâmina de ouro (0,0001 mm) com partículas "alfa" (núcleo de átomo de hélio: 2 prótons e 2 nêutrons), emitidas pelo "polônio" (Po), contido num bloco de chumbo (Pb), provido de uma abertura estreita, para dar passagem às partículas "alfa" por ele emitidas. Envolvendo a lâmina de ouro (Au), foi colocada uma tela protetora revestida de sulfeto de zinco (ZnS).

6 Modelo Atômico de Rutherford (1911) Observando as cintilações na tela de ZnS, Rutherford verificou que muitas partículas "alfa" atravessavam a lâmina de ouro, sem sofrerem desvio, e poucas partículas "alfa" sofriam desvio. Como as partículas "alfa" têm carga elétrica positiva, o desvio seria provocado por um choque com outra carga positiva, isto é, com o núcleo do átomo, constituído por prótons.

7 Modelo Atômico de Rutherford Assim, o átomo seria um imenso vazio, no qual o núcleo ocuparia uma pequena parte, enquanto que os elétrons o circundariam numa região negativa chamada de eletrosfera, modificando assim, o modelo atômico proposto por Thomson.

8 O problema do Modelo Atômico de Rutherford By Prof. Leandro Lima Para os físicos, toda carga elétrica em movimento, como os elétrons, perde energia na forma de luz, diminuindo sua energia cinética e a consequente atração entre prótons e elétrons faria com que houvesse uma colisão entre eles, destruindo o átomo. ALGO QUE NÃO OCORRE. Energia Perdida - LUZ Portanto, o Modelo Atômico de Rutherford, mesmo explicando o que foi observado no laboratório, apresenta uma INCORREÇÃO.

9 Modelo Atômico de Bohr Estudava espectros de emissão do gás hidrogênio. O gás hidrogênio aprisionado numa ampola submetida a alta diferença de potencial emitia luz vermelha. lâmpada Niels Bohr ( ) Tubo contendo hidrogênio espectro espectro Ao passar por um prisma, essa luz se subdividia em diferentes comprimentos de onda e frequência, caracterizando um ESPECTRO LUMINOSO DESCONTÍNUO.

10 Postulados de Bohr 1. A ELETROSFERA está dividida em CAMADAS ou NÍVEIS DE ENERGIA (K, L, M, N, O, P e Q), e os elétrons nessas camadas, apresentam energia constante. Aumentar a energia das orbitais Um fóton é emitido com energia E = hf 2. 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. 3. 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 ganhado para o salto e emite um FÓTON DE LUZ.

11 A linha verde-azulada no espectro atômico é causada por elétrons saltando da quarta para a segunda órbita. A linha azul no espectro atômico é causada por elétrons saltando da quinta para a segunda órbita A linha violeta mais brilhante no espectro atômico é causada por elétrons saltando da sexta para a segunda órbita.

12 Teoria Quântica De acordo com Max Planck (1900), quando uma partícula passa de uma situação de maior energia para outra de menor energia ou vice-versa, a energia é perdida ou recebida em "pacotes" que recebe o nome de quanta(quantum é o singular de quanta). O quantum é o pacote fundamental de energia e é indivisível. Cada tipo de energia tem o seu quantum. A Teoria Quântica permitiu a identificação dos elétrons de um determinado átomo, surgindo assim os "números quânticos".

13 Princípio da dualidade da matéria de Louis de Brodlie: o elétron apresenta característica DUAL, ou seja, comporta-se como matéria e energia sendo uma partícula-onda.

14 Em 1923, Louis Broglie mostrou, através de uma equação matemática, que "qualquer corpo em movimento estaria associado a um fenômeno ondulatório". Desta maneira o elétron apresenta a natureza de uma partícula-onda, obedecendo assim, às leis dos fenômenos ondulatórios, como acontece com a luz e o som.

15 Teoria da Mecânica Ondulatória Em 1926, Erwin Shröringer formulou uma teoria chamada de "Teoria da Mecânica Ondulatória" que determinou o conceito de "orbital". Orbital é a região do espaço ao redor do núcleo onde existe a máxima probalidade de se encontrar o elétron. O orbital s possui forma esférica e os orbitais p halteres

16 Imagem: desconhecido / domínio público. Modelo Atômico Atual Louis de Broglie ( ) Louis de Broglie - DUALIDADE DA MATÉRIA: Toda e qualquer massa pode se comportar como onda. Erwin Schrödinger ( ) Schrödinger ORBITAIS: Desenvolve o "MODELO QUÂNTICO DO ÁTOMO" ou "MODELO PROBABILÍSTICO", colocando uma equação matemática (EQUAÇÃO DE ONDA) para o cálculo da probabilidade de encontrar um elétron girando em uma região do espaço denominada "ORBITAL ATÔMICO". Werner Heisenberg ( ) Heisenberg - PRINCÍPIO DA INCERTEZA: É impossível determinar ao mesmo tempo a posição e a velocidade do elétron. Se determinarmos sua posição, não saberemos a medida da sua velocidade e vice-versa.

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18 1s 2s 3s 4s 5s 6s 7s 2p 3p 4p 5p 6p 7p 3d 4d 5d 6d 4f 5f Diagrama de Linus Pauling Subnível Número máximo de elétrons s 2 p 6 d 10 f 14 Linus Pauling criou um diagrama para auxiliar na distribuição dos elétrons pelos subníveis da eletrosfera. O que representa cada número desse? Por exemplo: 3s² Linus Pauling ( ) Neste caso, o 3 representa o NÍVEL ENERGÉTICO (CAMADA ELETRÔNICA). O s representa o SUBNÍVEL ENERGÉTICO. O 2 representa o NÚMERO DE ELÉTRONS na camada. 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 14 5d 10 6p 6 7s 2 5f 14 6d 10 7p 6

19 Exercícios de Fixação 1. Dê o nome do autor da primeira idéia de átomo, sem base em resultados experimentais (sem base científica). 2. O modelo atômico proposto por ele é chamado de modelo da bola de bilhar: a) Demócrito e Leucipo; b) Dalton; c) Thomson; d) Rutherford. 3. O modelo atômico proposto por ele é chamado de modelo do pudim de passas: a) Demócrito e Leucipo; b) Dalton; c) Thomson; d) Rutherford. 4. O átomo pode ser comparado ao sistema planetário, com o Sol representando o núcleo, e os planetas, os elétrons: a) Demócrito e Leucipo; b) Dalton; c) Thomson; d) Rutherford. 5. Os espectros dos elementos constituíram o suporte experimental do modelo atômico de: a) Schrödinger; b) Bohr; c) Rutherford; d) De Broglie; e) Heisnberg

20 6. Em sua experiência, que levou ao modelo do átomo nucleado, Rutherford bombardeou [1] com [2]. As lacunas [1] e [2] são corretamente preenchidas, respectivamente, com: a) uma lâmina delgada de ouro e raios catódicos; b) uma barra de ouro e partículas α (alfa); c) uma lâmina delgada de ouro e nêutrons; d) uma lâmina delgada de ouro e partículas α (alfa); e) uma espiral de prata e raios catódicos. 7. Na experiência citada no teste anterior, Rutherford observou que: [1] das partículas α atravessavam a lâmina sem sofrer desvio; [2] das partículas α atravessavam a lâmina, mas eram desviadas ao atravessá-la; [3] das partículas eram refletidas na lâmina. As lacunas [1], [2] e [3] são corretamente preenchidas, respectivamente, com: a) a maioria, a minoria e nenhuma; b) a maioria, a minoria e muito raramente algumas; c) 50%, 40% e 10%; d) um terço, um terço e um terço; e) metade, um quarto e um quarto.

21 Comparação de Termos Elemento Átomo Molécula Substância que pode ser dividida sem perda de suas propriedades A menor unidade que tem as propriedades características de um elemento Dois ou mais átomos unidos por ligações covalentes

22 Composição de um Átomo Núcleo Próton = particula positivamente carregada (+) Neutron = particula descarregada (n ou +) Número de prótons + Número de neutrons = Massa Atômica Número de prótons = Número Atomico Elétrons = partículas negativamente carregadas Número de prótons = Número de elétrons Cada elétron circula o núcleo em um orbital representando um nível de energia específico C

23 Use seu conhecimento Magnésio Cloro Número Atômico Massa Atômica Número de Prótons Número de Nêutrons Número de Elétrons

24 Níveis de Energia Eletrônicos Nível de Energia Capacidade de Elétrons Ao formar moléculas, os átomos se combinam para preencher seus últimos níveis.

25 Use seu conhecimento Magnésio Cloro Número Total de Elétrons Número de Elétrons na primeira camada Número de Elétrons na segunda camada Número de Elétrons na terceira camada

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27 Ligações Químicas Forças que seguram os átomos Ligação Iônica Covalente Características Um átomo perde um elétron, outro ganha um elétron Átomos compartilham elétrons Covalente Polar Pontes de Hidrogênio Átoms compartilham elétrons desigualmente Hidrogênio covalentemente ligado é atraído por outro átomo

28 Formas de representar moléculas - Metano

29 + ± ±+±+ +± + ± sódio #e=2+8+1=#p + ± ±+±+ +± + ± Ligação Iônica no NaCl cloro #e=2+8+7=#p Íon sódio #e = #p -1 + ± ±+±+ +± + ± + ± ±+±+ +± + ± Carga positiva elétron totalmente transferido Carga negativa íon cloreto #e = #p+1

30 Ligação Iônica no NaCl Opostos se atraem. Sódios se acomodam entre cloros. formam-se cristais cúbicos perfeitos. Cl - Cl - Cl - Cl - Na + Na + Na + Na + Cl - Cl - Cl - Cl - Na + Na Cl - Cl - Cl + - Cl - Na Cl + - Na Cl - Cl + - Cl - Na + Na + Na + Na + Cl - Cl - Cl - Na + Cl - Cl - Na + Cl - Cl - Na + Cl - Na + Na Cl + - Na + Na Cl + - Na + Na Cl + - Na + Cl - Na + Na + Na + Cl - Cl - Cl - Cl - Na + Na + Na + Na + Na + Na + Na +

31 Átomo de Oxigênio Ligação covalente Átomo de Oxigênio Molécula de Oxigênio (O 2 )

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33 Na água, ligações covalentes polares ligam Oxigênio e Hidrogênio

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35 Cálculo Estequiométrico Estequiometria Stoicheon = elemento metron = medida É o estudo das relações quantitativas (átomos, moléculas, massa, volume) entre as substâncias que participam de uma reação química.

36 6,02 x Mol Massa (g) 1 coeficiente CNTP 22,4 L

37 LAVOISIER: Lei da Conservação das Massas C + O 2 CO g C + 32g O 2 44g CO 2 Partículas iniciais e finais são as mesmas massa iguais.

38 LEI DE PROUST: Lei das Proporções Constantes C + O 2 CO 2 + 2C + 2O 2 2CO 2 + Duplicando a quantidade de átomos todas as massas dobrarão.

39 Relações Molares N 2 + 3H 2 2NH 3 Mol - 1Mol + 3Mol 2Mol Moléculas- 6 x x x10 23 Massa - 28g + 6g 34g Volume 22,4L + 67,2L 44,8L

40 Cálculo Estequiométrico Para resolver uma questão envolvendo cálculo estequiométrico devemos seguir três passos: 1º conhecer a equação; 2º Ajustar os coeficientes; 3º Armar uma Regra de três;

41 Relação Massa-Massa Ex.: Qual a massa de água dada em gramas, produzida a partir de 8g de hidrogênio gás? 1º H 2 + O 2 H 2 O 2º 2H 2 + O 2 2H 2 O 3º 4g 36g 8g x x = = 72g 4

42 Relação Massa-Moléculas Ex.: Quantas Moléculas de água são produzidas a partir de 16g de oxigênio gás? 1º H 2 + O 2 H 2 O 2º 2H 2 + O 2 2H 2 O 3º 32g 12,04 x g x x = ,04 x = 6,02 x

43 Relação Massa-Volume Ex.: Qual o volume de Amônia produzido nas CNTP por 12g de H 2 que reage com N 2 suficiente? 1º N 2 + H 2 NH 3 2º N 2 + 3H 2 2NH 3 3º 6g 44,8 L 12g x x = ,8 = 89,6 L 6

44 Relação Mol -Volume Ex.: Quantos Moles de CO 2 são produzidos a partir de 44, 8L de CO? 1º CO + O 2 CO 2 2º CO + ½O 2 CO 2 3º 22,4L 1Mol 44,8L x x = 44,8. 1 = 2 Mol 22,4L

45 Química Orgânica - Introdução Teoria da Força Vital - teoria postulada por Berzeliu ( ) afirmava que era necessária uma força especial, desconhecida, somente presentes nos organismos vivos capaz de originar compostos orgânicos. Dessa maneira, os compostos orgânicos somente poderiam ser extraídos da matéria viva, onde se acreditava que tais compostos eram constituídos por uma força vital que impedia que fossem sintetizados fora de um organismo vivo a partir da matéria inorgânica, isto é, preparadas artificialmente num laboratório ou numa indústria.

46 Química Orgânica Wohler ( ) - em 1828, obteve acidentalmente uma substância de origem orgânica, a uréia, a partir de um composto inorgânico, o cianato de amônio, sem interferência de um organismo e derrubando a Teoria da Força Vital. O mesmo repetiu a experiência algumas vezes para acreditar no resultado. Hoje os compostos orgânicos podem ser de origem naturais ou sintético.

47 Química Orgânica Compostos orgânicos naturais: as principais fontes são o petróleo, o carvão mineral, o gás natural, etc. Compostos orgânicos sintéticos: produzidos artificialmente pelas indústrias químicas, que fabricam desde plásticos e fibras têxteis até medicamentos, corantes, inseticidas, etc. Atualmente são conhecidos mais de de compostos orgânicos, sejam de origem natural ou sintético. DEFINIÇÃO DE QUÍMICA ORGÂNICA É a parte da Química que estuda os compostos do carbono.

48 Química Orgânica Elementos Organógenos - são os elementos químicos que formam a maioria dos compostos orgânicos. Tais elementos são: Carbono (C), Hidrogênio (H), Oxigênio (O) e Nitrogênio (N). Atenção: Existem compostos que apesar de apresentarem carbono na fórmula, não são classificados como orgânicos, mas sim como Compostos de Transição ou Compostos Intermediários. Exemplos: a) Carbonatos CO 3-2 b) Bicarbonatos - HCO 3 c) Cianetos, Cianatos, Isocianetos, Isocianatos - HCN, CNO, NC, NCO d) CO 2, CO, H 2 CO 3, etc.

49 Teoria estrutural do carbono Química Orgânica Porque o Carbono é tão apropriado à formação dos compostos orgânicos? Porque sua estrutura permite a formação de uma grande variedade de compostos, muito maior que qualquer outro elemento químico. A teoria estrutural do átomo de carbono foi postulada por Kelulé e Couper em 1858 através de 4 postulados e permitiu a compreensão das fórmulas planas dos compostos orgânicos. 1ª Postulado: O Carbono é sempre tetravalente em seus compostos, ou seja, tem a tendência de formar 4 ligações covalentes.

50 Química Orgânica Abaixo a representação das possíveis fórmulas estruturais do átomo de Carbono: 2ª Postulado: as quatro ligações ou valências do Carbono são totalmente iguais ente si. Observe a representação estrutural do Gás Freon usado como agente refrigerante ou gás propulsor de aerosóis, pouco tóxico mas, quando disperso na alta atmosfera é um dos principais responsáveis pela destruição progressiva da camada de ozônio. Verifique que as 4 fórmulas representam, na realidade, um único composto de fórmula molecular CCl 2 F 2.

51 Química Orgânica 3ª Postulado: o Carbono é um dos elementos químicos com capacidade de formar cadeias, ligando-se entre si e com outros elementos químicos.

52 Química Orgânica 4ª Postulado: É capaz de formar ligações simples, duplas ou triplas. O Carbono liga-se a vários tipos de átomos, por não ser eletropositivo nem eletronegativo, pode ligar-se a elementos eletropositivos como o Hidrogênio ou a eletronegativos como o Oxigênio. Consegue formar muitos compostos devido o carbono ser: a) tetravalente; b) formar ligações simples, duplas e triplas; c) permite a ligação com elementos eletropositivos e eletronegativos.

53 Química Orgânica Classificação dos átomos de carbono numa cadeia Cadeia carbônica: uma seqüência de 2 ou mais átomos de carbono. Conforme a posição do átomo de carbono numa cadeia carbônica o mesmo poderá ser classificado em: a) Carbono Primário - quando o átomo de carbono está ligado a somente um átomo de carbono na cadeia carbônica; b) Carbono Secundário - quando o átomo de carbono está ligado a dois átomos de carbono na cadeia carbônica; c) Carbono Terciário - quando o átomo de carbono está ligado a três átomos de carbono na cadeia carbônica; d) Carbono Quaternário - quando o átomo de carbono está ligado a quatro átomos de carbono na cadeia carbônica.

54 Química Orgânica Carbonos Primários: 1, 10, 11, 12, 15, 16 ; Carbonos Secundários: 3, 5, 6, 9, 14; Carbonos Terciários: 4, 7, 8, 13; Carbonos Quaternários: 2

55 Fórmula estrutural Química Orgânica A fórmula estrutural é a maneira pela qual os átomos estão arrumados dentro das moléculas ou compostos orgânicos.

56 Classificação das cadeias carbônicas A) Quanto ao fechamento da cadeia Aberta, Acíclica ou Alifática - apresenta os átomos de carbono sem formar um ciclo ou anel entre eles. A cadeia apresenta no mínimo duas extremidades. Fechada ou Cíclica - apresenta um ciclo, núcleo ou anel (não apresenta extremidade).

57 Classificação das cadeias carbônicas B) Quanto à natureza dos átomos Homogênea - quando não possui qualquer átomo diferente entre carbonos. esta é homogênea, pois o oxigênio não se encontra entre átomos de carbono Heterogênea - quando possui um heteroátomo (átomo de outro elemento) entre carbonos.

58 Classificação das cadeias carbônicas C) Quanto a disposição dos átomos Cadeia Normal - possui apenas carbonos primários e secundários. Cadeia Ramificada - possui pelo menos 1 carbono terciário ou quaternário

59 Classificação das cadeias carbônicas D) Quanto ao tipo de ligação entre carbonos Saturada - possui somente ligações simples entre os átomos de carbono. Insaturada - possui pelo menos uma ligação dupla ou tripla entre átomos de carbono.

60 Observações I) As cadeias fechadas podem ainda ser subdivididas em Aromáticas e Alicíclicas. Aromáticas - são compostos de cadeia fechada que apresenta um ou mais anéisn benzênicos. O anel benzênico forma os denominados compostos aromáticos. Alicíclicas - são compostos de cadeia fechada que não apresentam o anel benzênico.

61 Observações II) As cadeias cíclicas podem ser classificadas em Homocíclias ou Heterocíclicas, a depender da presença ou não de um heteroátomo no núcleo ou ciclo. Homocíclias - os núcleos apresentam somente átomos de carbono entre eles. Heterocíclias - os núcleos apresentam pelo menos um heteroátomo.

62 Observações III) Dependendo do número de anéis ou ciclos as cadeias podem ser também classificadas em Mononucleares ou Polinucleares Mononucleares - as cadeias possuem somente um único núcleo ou anel. Polinucleares - as cadeias possuem dois ou mais núcleos ou anéis. - As cadeias Polinucleares são ainda classificadas em: Polinucleares Isoladas e Polinucleares Condensadas.

63 Observações - Polinucleares Isoladas - os núcleos ou anéis não apresentam átomos de carbono comuns entre si. - Polinucleares Condensadas - os núcleos ou anéis apresentam átomos de carbono comuns entre si. Os anéis ou núcleos apresentam lados comuns entre si.

64 Observações IV) Devido a uma grande quantidade de compostos aromáticos conhecidos atualmente ocorreu um divisão dentro da Química Orgânica em relação a classificação dos compostos orgânicos. Compostos Alifáticos - são todos os compostos orgânicos de cadeias abertas; Compostos Alicíclicos - são todos os compostos orgânicos de cadeias fechadas que não possuem anel benzênico; Compostos Aromáticos - são os compostos de cadeias fechadas formadas por anéis benzênicos. Em resumo teremos:

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