1 0 Ano ENSINO MÉDIO QUÍMICA

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1 1 0 Ano ENSINO MÉDIO QUÍMICA

2 MODELOS ATÔMICOS A QUÍMICA Uma ciência é definida como um conjunto organizado de conhecimentos sobre um assunto definido. A química é uma ciência e acumula conhecimentos há 200 anos, sobre as transformações que envolvem matéria e energia. Todas as transformações que modificam a natureza da matéria são processos químicos independentemente de serem naturais ou controlados pelo homem. A maior importância da química é a criação de novos materiais que são responsáveis pelo desenvolvimento tecnológico em todas as áreas. Com o conhecimento do comportamento da matéria, é possível produzir materiais melhores o que acarreta uma melhor qualidade de vida. O conforto da vida moderna só foi possível devido ao desenvolvimento de novas substâncias. Aprendendo química, você vai conhecer o comportamento das substâncias com que você convive para lidar com elas de maneira segura. Você aprende a pensar de forma lógica que vai ajudálo na solução dos seus problemas do diaadia. A MATÉRIA Conceituamos a matéria como sendo tudo aquilo que tem massa, ocupa lugar no espaço e conseqüentemente tem volume. Exemplos de matéria: madeira, ferro, água, ar, etc. Quando limitamos a matéria, denominamos esta porção limitada de corpo. Exemplos de corpos: tábua de madeira, barra de ferro, cubo de gelo, etc. Quando o corpo devido a sua forma se presta a uma finalidade ou uso, é denominado objeto. Exemplos de objetos: cadeira, faca, mesa, etc. No ano 450 a.c., dois filósofos gregos, Demócrito de Abdera e Leucipo de Mileto imaginaram que se dividissem um corpo sucessivamente chegariam a menor partícula da matéria que denominaram de átomo (indivisível). Qualquer tipo de matéria seria constituída de átomos. SUIBSTÂNCIA SIMPLES E COMPOSTA Grupos de átomos iguais são chamados elementos químicos que são representados por símbolos. Elemento Hidrogênio Carbono Alumínio Cobalto Ferro Símbolo H C Al Co Fe Sempre o símbolo de um elemento terá a primeira letra maiúscula. Se tiver mais de uma letra, as demais serão minúsculas. Os átomos podem se ligar entre sí formando uma infinidade de espécies químicas ou substâncias. Cada substância é representada por uma fórmula. O número colocado após o símbolo de cada elemento indica o número de átomos com que este elemento participa na estrutura da substância. Na ausência de número, consideramos 1.

3 H 2 Gás hidrogênio S 8 Enxôfre H 2 O Água O 2 Oxigênio Quando as substâncias são formadas por átomos de um mesmo elemento químico, são denominadas substâncias simples. Exemplos: H 2, Cl 2, O 2, N 2. Pode ocorrer que átomos de um elemento químico formem mais de uma substância simples. A este fenômeno denominamos alotropia. Assim: O 2 Oxigênio O 3 Ozona Oxigênio e ozona são formas alotrópicas do oxigênio. As substâncias alotrópicas podem diferir na atomicidade como o oxigênio e ozona ou na estrutura cristalina. O carvão, grafite e o diamante são formas alotrópicas do carbono diferindo apenas na estrutura cristalina. As substâncias compostas são formadas por átomos de elementos químicos diferentes. Exemplos: H 2 O (água), CH 4 (metano). MODELOS ATÔMICOS Em 1803 o cientista John Dalton baseado nas leis: Lei da Conservação das Massas de Lavoisier: Na natureza nada se cria, nada se perde, tudo se transforma ou seja, a massa não se modifica quando a matéria sofre uma transformação. Lei das Proporções Fixas de Proust: Quando diferentes matérias participam de uma transformação, elas o fazem sempre na mesma proporção. criou um modelo atômico retomando a idéia dos filósofos gregos. Toda espécie de matéria é formada por átomos. Estes são esferas maciças, homogêneas, indivisíveis e indestrutíveis. Em 1856 foi descoberto o elétron, partícula de pequena massa e carga negativa (raios catódicos). Em 1886 Eugen Goldstein descobriu os prótons, partículas com massa muito maior que a do elétron e carga positiva. Com a descoberta de partículas menores que os átomos, o modelo atômico de Dalton não era mais adequado. Xxxxxxxxxxxxxxxxxxxxxxxxxxxxxxxxxxxxxxxxxxxxxxxxxxxxx xxxxxx Em 1898, Thomson sugeriu um novo modelo atômico: o átomo seria uma esfera maciça com carga positiva com elétrons incrustados. Em 1911, Ernest Rutherford bombardeou uma finíssima lâmina de ouro com partículas α, cuja carga elétrica é +2, emitidas pelo Polônio, um material radioativo. Rutherford observou:

4 a maioria das partículas α atravessou a lâmina de ouro sem sofrer desvio na trajetória. algumas partículas foram rebatidas. algumas partículas foram desviadas. Com base nestas observações Rutherford criou um novo modelo atômico que ficou conhecido como modelo planetário. O átomo teria um núcleo muito pequeno onde estariam os prótons e uma parte extensa em torno do núcleo chamada de eletrosfera onde estariam os elétrons girando em torno do núcleo. Para termos uma idéia de proporção, o diâmetro do átomo é vezes maior que o seu núcleo. Isto significa que se um átomo tiver um núcleo de 1m de diâmetro, sua eletrosfera terá 100 km. Em 1913, Niels Bohr criou um novo modelo atômico baseado em espectros de emissão. Como as leis da física não conseguiam explicar o comportamento de coisas muito pequenas como o átomo, Max Planck introduziu uma teoria denominada teoria dos quanta. Esta teoria afirma que a energia se propaga de forma descontínua, como pacotinhos de energia denominados quantum. Com base nesta teoria, Bohr aperfeiçoou o modelo de Rutherford posicionando os elétrons em níveis de energia e baseou as alterações nos seguintes postulados: o átomo tem núcleo positivo em torno do qual se movem os elétrons em órbitas circulares. A eletrosfera é dividida em camadas ou níveis de energia. O elétron em seu nível de energia, mantém sua energia isto é não perde nem ganha energia espontaneamente. Se receber energia externa, o elétron saltará para um nível de energia mais externo. Após receber energia, o elétron volta ao seu nível original perdendo a mesma quantidade de energia que recebeu mas somente na forma de luz. Assim ficou então o modelo de Rutherford Bohr Núcleo K L M N O P Q Camadas ou Níveis de Energia Na década de 1930 foi descoberto o nêutron, partícula sem carga porém com massa aproximadamente do próton. Atualmente sabese que os nêutrons ficam no núcleo juntamente com os prótons e os elétrons distribuídos em níveis de energia. Praticamente toda a massa do átomo está concentrada no núcleo. a massa do próton é 1840 vezes a do elétron.

5 NÚMERO ATÔMICO Átomos do mesmo tipo possuem o mesmo número de prótons que é denominado número atômico (Z). Z = p Z = p = e (em átomos neutros) sendo p o número de prótons, e o número de elétrons. NÚMERO DE MASSA Como praticamente toda a massa do átomo está contida em seu núcleo, consideramos o número de massa (A) o conjunto das partículas do núcleo que conferem a massa ao átomo. A = p + n A = Z + n n = A Z sendo n o número de nêutrons. Representamos o número atômico e o número de massa da seguinte maneira, junto ao símbolo do elemento: ZX A Exemplos: 11 Na 23, 27 Fe 56, 53 I 127, 92 U 238 PROPRIEDADES INTERNUCLEARES Átomos que possuem o mesmo número de prótons e número de nêutrons diferentes são denominados isótopos. Isto significa que um mesmo elemento pode apresentar átomos de número de massa diferentes. Por este motivo, encontraremos massas atômicas fracionárias. Esta é calculada pela média ponderada dos números de massa dos isótopos existentes na natureza. Exemplo: O Magnésio (Z=12) possui 3 isótopos naturais: 12Mg 24 79% 12Mg 25 10% 12Mg 26 11% Assim, a massa atômica do Magnésio será: = 24, Átomos isótopos possuem propriedades químicas iguais porque são átomos do mesmo elemento químico. Átomos isóbaros possuem o mesmo número de massa. Isto significa que possuem número de prótons e nêutrons diferentes porém a sua soma é igual. Argônio (Ar) Cálcio (Ca) 18 prótons 20 prótons 22 nêutrons 20 nêutrons A = 40 A = 40

6 Átomos isóbaros são de elementos químicos diferentes e portanto todas as suas propriedades são diferentes. Átomos que possuem o mesmo número de nêutrons são denominados isótonos. Isto significa que estes átomos possuem número de prótons e número de massa diferentes. Carbono (C) Nitrogênio (N) 6 prótons 7 prótons 6 nêutrons 6 nêutrons A = 12 A = 13 Átomos isótonos são de elementos químicos diferentes e portanto todas as suas propriedades são diferentes. DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA A ELETROSFERA De acordo com os postulados do modelo atômico de RutherfordBohr, os elétrons se movimentam ao redor do núcleo sem perder ou ganhar energia. A cada nível de energia corresponde uma determinada quantidade de energia. Para os átomos dos 110 elementos químicos conhecidos, que estejam no seu estado fundamental, existem apenas 7 níveis de energia designados pelos números de 1 a 7 ou pelas letras maiúsculas K, L, M, N, O, P, Q. A energia dos níveis mais afastados do núcleo é maior do que a energia dos níveis mais internos. Cada nível de energia possui subníveis. Existem 4 tipos de subníveis desigados pelas letras s, p, d, f que podem conter no máximo 2, 6, 10, 14 elétrons respectivamente. Assim: Nível de energia N o máx. de elétrons Subníveis N o máx. de elétrons 1 2 s s, p, 2, s, p, d 2, 6, s, p, d, f 2, 6, 10, s, p, d, f 2, 6, 10, s, p, d 2, 6, s 2 A notação para se identificar o número de elétrons em um subnível é: 1s 1 1 elétron no subnível s nível 1 3d 8 8 elétrons no subnível d do nível 3 Os elétrons irão ocupar sempre o subnível de menor energia disponível. Para fazer a distribuição eletrônica precisamos então conhecer a ordem crescente de energia dos subníveis.

7 O cientista Linus Pauling calculou a energia de cada subnível e criou o seguinte diagrama: 2 1 K 1s L 2s 2p M 3s 3p 3d 4 N 4s 4p 4d 4f 5 O 5s 5p 5d 5f P 6s 6p 6d 2 7 Q 7s O aumento de energia é indicado pelas setas a partir da primeira diagonal paralela. Exemplos de distribuição eletrônica: 26Fe 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6 35Br 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5 Para facilitar, a seqüência seguindo o diagrama será: 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 Conhecendo a distribuição eletrônica nos subníveis de energia, podemos fazer a distribuição nos níveis: O número que antecede os subníveis, indica o nível de energia. Assim, somamos os elétrons dos subníveis do mesmo nível. DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA DE ÍONS Os átomos podem em determinadas circunstâncias perder ou ganhar elétrons. Assim, se um átomo ganhar elétrons ficará com carga negativa igual ao número de elétrons recebidos. Se ele perder elétrons ficará com carga positiva igual ao número de elétrons perdidos. Átomos com carga são denominados íons. Carga positiva: cátions Carga negativa: ânions Para fazer a configuração eletrônica do íon, basta acrescentar ou subtrair os elétrons correspondentes, ganhos ou perdidos. 11Na +1 A carga +1 do íon indica que o átomo de Na perdeu 1 elétron. Assim, 11 1 = 10. Vamos configurar 10 elétrons: 11Na +1 (1s 2 2s 2 2p 6 ) +1 17Cl 1 A carga 1 do íon indica que o átomo de Cl recebeu 1 elétron. Assim, = 18. Vamos configurar 18 elétrons. 17Cl 1 (1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 ) 1 16S 2 (1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 ) 2

8 CAMADA DE VALÊNCIA A camada ou nível de energia mais externo de um átomo no seu estado fundamental é denominada camada de valência. Os elétrons que ocupam a camada de valência são denominados de elétrons de valência. Assim: 35Br 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5 Camada de valência: 4ª camada Elétrons de valência: 7 (5 + 2)