Aula

FACULDADE META
UNIÃO EDUCACIONAL META LTDA.
Curso de Graduação em Biomedicina.

QUÍMICA GERAL
Prof.ª Valquíria Rigotti
Farmacêutica Bioquímica

Química Geral
Curso de Graduação em Biomedicina

TEORIA ATÔMICA
No início do século XIX, algumas perguntas sobre o comportamento da
matéria ainda não encontravam respostas. Por exemplo: Por que um composto se
decompõe em substâncias mais simples (elementos) e os elementos não sofrem
decomposição produzindo novas espécies de matéria? Por que numa transformação
química, em ambiente fechado, não ocorre variação de massa? Por que um composto
apresenta sempre a mesma composição independente de sua origem?

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TEORIA ATÔMICA
Ao longo dos séculos XIX e XX, grandes cientistas “desenharam” modelos
do átomo. Nenhum deles viu o átomo. Os modelos explicavam alguns resultados
experimentais e possibilitavam a realização de previsões. A medida que algum detalhe
novo era descoberto, “desenhava-se” um novo modelo, com mais detalhes, mais
complexo.

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TEORIA ATÔMICA
O que são modelos em ciência?
A mesma arvore pode possuir diversos modelos diferentes, cada um com
suas características e limitações que atendem a um determinado propósito.
Um pode ser mais detalhista, observado a arvore durante dias, faca anotações e faca
outro desenho (modelo), com mais detalhes, que corrija erros dos desenhos
anteriores.

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Os cientistas daquela época tinham em mãos dados experimentais
observados em nível macroscópico, isto é, era conhecido o comportamento de
atmosferas suficientemente grandes, que se pudessem ver, tocar, manipular, pesar, ou
seja, observar certas propriedades através de experiências (ponto de fusão, ponto de
ebulição, densidade etc).

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Química Geral

ESTRUTURA ATÔMICA

Grécia Antiga já admitiam que toda e qualquer matéria seria formada por
minúsculas partículas indivisíveis, que foram denominadas átomos (a palavra átomo,
em grego, significa indivisível). Somente em 1803 que o cientista inglês John Dalton,
com base em inúmeras experiências, conseguiu provar cientificamente a idéia de
átomo. Surgia então a teoria atômica clássica da matéria. Segundo essa teoria,
quando olhamos, por exemplo, para um grãozinho de ferro, devemos imaginá-lo
como sendo formado por um aglomerado de um número enorme de átomos

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TEORIA ATÔMICA DE DALTON
Surgiu no ano de 1808, “Teoria Atômica de Dalton”, proposta por John Dalton, que
enunciava:
“Qualquer espécie de matéria é formada de átomos. Os átomos são minúsculas partículas,
que não podem ser subdivididas nem transformadas em outros átomos.
Todos os átomos de um mesmo elemento são iguais em massa, tamanho e em todas as suas
propriedades, ou seja, possuem as mesmas identidade química. Exemplo; o elemento ferro é
constituído por átomos de ferro que possuem a mesma
massa, o mesmo tamanho e as mesmas propriedades.

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 Átomos de elementos diferentes possuem propriedades químicas e físicas diferentes. Por
exemplo; a identidade química de um átomo de ferro é completamente diferente da de um
átomo de magnésio. Estes tem massas e tamanhos diferentes.
 Um composto é constituído pela combinação de átomos de dois ou mais elementos que se
unem entre si em várias proporções simples. Nessas combinações cada átomo guarda sua
identidade química.”

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REPRESENTANDO OS DIFERENTES ELEMENTOS

Na época de Dalton eram conhecidos cerca de cinqüenta elementos diferentes; Para cada
elemento conhecido foi criada uma representação gráfica abreviada, denominada símbolo.
Modernamente, cada símbolo é formado por letras retiradas do nome do elemento. A primeira
letra é maiúscula e a segunda, quando houver, é sempre minúscula. Ambas tem que ser em letra
de fôrma. Por exemplo:
Elemento Símbolo
Sódio Na
Chumbo Pb
Carbono C
Lítio Li

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Há símbolos que derivam do nome do elemento. Exemplo:
Elemento Nome Símbolo
Sódio Natrium Na
Chumbo Plumbum Pb

Obs: Cada atmosfera de um determinado elemento consiste de uma reunião de átomos
iguais. O símbolo de um elemento pode também representar um átomo do elemento quando é
conveniente.

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Para poder explicar em nível microscópico que os elementos não podem ser
decompostos produzindo novas espécies de matéria, basta imaginar que cada amostra de um
dado elemento é constituída de unidades idênticas que se repetem em toda a sua extensão.
Tais unidades, segundo a teoria de Dalton, São os átomos.
Sendo a unidade de um elemento o átomo e, segundo Dalton, indivisível, é impossível a
partir de um elemento obter uma nova espécie de matéria por decomposição. Segundo a teoria
de Dalton, o átomo é indivisível.

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REPRESENTANDO OS COMPOSTOS
Em nível microscópico, segundo Dalton, a identidade química em cada porção do
composto é preservada pela repetição de unidades idênticas.
Já que o fato de um composto ser constituído por mais de um elemento sugere
que em cada unidade deva existir mais de um tipo de átomo.
Representando o composto água. Átomos de hidrogênio e oxigênio combinam-se
entre si, na proporção de um átomo de oxigênio para cada dois átomos de hidrogênio.
Cada unidade que representa o composto água é composto de dois átomos de
hidrogênio e um átomo de oxigênio e damos o nome a ela de molécula.

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REPRESENTANDO OS COMPOSTOS

As unidades (moléculas) se repetem, assim a identidade química é mantida em cada
atmosfera retirada.
Agora é possível explicar por que um composto se decompõe em seus elementos
constituintes. Em nível microscópico, as unidades moleculares iniciais são quebradas,
formando os elementos, com um novo arranjo dos átomos.

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Representando o composto de sulfeto de ferro. Experimentalmente se observa que ele
é formado pela união dos elementos ferro e enxofre, na proporção de 1:1. Assim, é possível
usar os símbolos dos elementos ferro (Fe) e enxofre (S) na proporção de 1:1 para
representar o composto sulfeto de ferro, ou seja, FeS. Tal representação é denominada
fórmula de um composto.
Para o composto água, podemos representá-la usando a fórmula H2O. No caso da
água, como o de muitas outras substâncias, a fórmula pode representar uma molécula da
referida substância.

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MODELO ATÔMICO DE THOMSON

Em 1903, o cientista inglês Joseph J. Thomson, baseado em experiências realizadas
com gases e que mostraram que a matéria era formada por cargas elétricas positivas e
negativas, modificou o modelo atômico de Dalton. Thonson, elaborando melhor as experiências
feitas com o tubo de raios catódicos, foi capaz de concluir, em 1887, que os raios catódicos são,
na verdade, constituídos pelo fluxo de partículas menores que o átomo e dotadas de carga
elétrica negativa. Estava descoberta a partícula que chamamos de elétron. Segundo Thomson,
o átomo seria uma esfera maciça e positiva com as cargas negativas distribuídas, ao acaso, na
esfera. A quantidade de cargas positivas e negativas seriam iguais e dessa forma o átomo seria
eletricamente neutro.

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Thomson ficou conhecido como "pudim com passas".
Nesta teoria sobre a estrutura atômica proposta por Joseph John
Thomson, descobridor do elétron e da relaçāo entre a carga e a massa do elétron,
antes do descobrimento do próton ou do neutron. Neste modelo, o átomo é composto
de elétrons embebidos numa sopa de carga positiva, Acreditava-se que os elétrons
distribuiam-se uniformemente no átomo. Em outras oportunidades, postulava-se que
no lugar de uma sopa de carga positiva seria uma nuvem de carga positiva.

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Após essa descoberta, estava provado que um átomo não é indivisível como
imaginavam os filósofos gregos ou como queria o modelo de Dalton.
Havia a necessidade de um novo modelo, e foi Thonson quem o propôs. O átomo,
segundo ele, deveria ser formado por uma esfera de carga elétrica positiva, possuindo, em sua
superfície, elétrons incrustados. Assim, a carga elétrica total de um átomo seria nula, pois a
carga negativa dos elétrons compensaria a carga positiva da esfera que os contém.

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DESCOBERTA DO PRÓTON
Outras modificações no tubo de raios catódicos, feitas pelo cientista alemão Eugene
Goldstein, conduziram à descoberta de outra partícula subatômica, 1836 vezes mais pesado
que o elétron e dotada de carga elétrica igual à dele, só que com sinal positivo. Para essa
nova partícula, foi proposto o nome próton.
Assim, ao final do século XIX, com a descoberta do próton e do elétron, já estava
comprovado que o átomo não era indivisível e que mesmo o modelo de Thomson era
incompleto, uma vez conta que não levava em a existência dos prótons. Um novo modelo se
fazia necessário.

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MODELO ATÔMICO DE RUTHERFORD
Em 1911, o cientista Ernest Rutherford, utilizando os fenômenos radiativos no
estudo da estrutura atômica, descobriu que o átomo não seria uma esfera maciça, mas sim
formada por uma região central, chamada núcleo atômico, e uma região externa ao núcleo,
chamada eletrosfera. No núcleo atômico estariam as partículas positivas, os prótons, e na
eletrosfera as partículas negativas, os elétrons.

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Para chegar a essas conclusões Rutherford e seus colaboradores bombardearam
lâminas de ouro com partículas a (2 prótons e 2 nêutrons) utilizando a aparelhagem
esquematizada . Rutherford observou que a grande maioria das partículas atravessava
normalmente a lâmina de ouro. Outras partículas sofriam pequenos desvios e outras, em
número muito pequeno, batiam na lâmina e voltavam. As cintilações que elas provo cavam no
anteparo de sulfeto de zinco.

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Comparando o número de partículas a lançadas com o número de partículas a
que sofriam desvios, Rutherford calculou que o raio do átomo deveria ser 10.000 a 100.000
vezes maior do que o raio do núcleo, ou seja, o átomo seria formado por espaços vazios.
Esses espaços vazios a grande maioria das partículas a atravessava a
lâmina de ouro.

Os desvios sofridos pelas partículas a eram devidos às repulsões elétricas entre o
núcleo (positivo) e as partículas a, também positivas, que a ele se dirigiam. O modelo de
Rutherford (figura ao lado) ficou conhecido como "modelo planetário".

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Fatos
 A maioria dos raios passam direto pelas placas de metal;
Algumas partículas sofrem desvio em uma das placas de ouro;
Pouquíssimas partículas são rebatidas.

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Conclusão
1º postulado: Os elétrons descrevem órbitas circulares estacionárias ao redor do núcleo, sem
emitirem nem absorverem energia;
2º postulado: Fornecendo energia (elétrica, térmica, ....) a um átomo, um ou mais elétrons a
absorvem e saltam para níveis mais afastados do núcleo. Ao voltarem as suas órbitas
originais, devolvem a energia recebida em forma de luz (fenômeno observado, tomando como
exemplo, uma barra de ferro aquecida ao rubro);
O núcleo é positivamente carregado; A região vazia em torno do núcleo é denominada
eletrosfera que seria onde os elétrons estão localizados

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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.

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O átomo seria assim , 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.

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A experiência de Rutherford mostrou que no núcleo atômico além do
próton deveria existir uma outra partícula. Esta foi descoberta em 1932 pelo cientista
inglês James Chadwick e recebeu o nome de nêutron.
Prótons, elétrons e nêutrons são as principais partículas presentes num
átomo. Elas são chamadas partículas elementares ou subatômicas e suas principais
características são:
Partícula Massa (grama) Massa relativa
Carga relativa
+ -24
Próton (p ) 1,7.10 1 +1
0 -24
Nêutron(n ) 1,7.10 1 0
- -28
Elétron (e ) 9,1.10 1/1840 -1

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A massa de um átomo está praticamente concentrada numa região
extremamente pequena do átomo: o núcleo atômico. A quantidade atômica de
prótons e elétrons presentes num átomo é a mesma, o que faz com que ele seja
eletricamente neutro.

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MODELO ATÔMICO DE BOHR

Em 1913, o físico dinamarquês Niels Bohr, ao estudar emissão
de certas substâncias, modificou o modelo de Rutherford. No
inicio do século XX era fato conhecido que a luz branca (luz
solar,) podia ser decomposta em diversas cores. Isso é
conseguido fazendo com que a luz passe por um prisma. No caso da decomposição da
luz solar obtém-se um espectro chamado espectro continuo. Este é formado por ondas
eletromagnéticas visíveis e invisíveis (radiação ultravioleta e infravermelho).

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Na parte visível desse espectro não ocorre distinção entre as diferentes cores, mas
uma gradual passagem de uma para outra. O arco-íris é um exemplo de espectro contínuo onde a
luz solar é decomposta pelas gotas de água presentes na atmosfera.
Como a cada onda eletromagnética está associada certa quantidade de energia, a
decomposição da luz branca produz ondas eletromagnéticas com toda e qualquer quantidade de
energia.

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Espectro contínuo possui energias distribuídas continuamente em uma
certa faixa de valores, em oposição ao espectro discreto ou de riscas, que contém
apenas energias de certos valores bem definidos. Ocorre, por exemplo, na emissão da
radiação beta , nos raios-X de aparelhos médicos[ . Um metal aquecido, por exemplo,
emite um espectro contínuo. O espectro contínuo vísivel possui todas as cores que o ser
humano consegue ver.

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Baseando-se nos estudos feitos em relação ao espectro do átomo de
hidrogênio e na teoria proposta em 1900 por Planck (Teoria Quântica), segundo a qual a
energia não é emitida em forma contínua, mas em ”blocos”, denominados quanta de
energia. De acordo com Planck, quando uma partícula passa de uma situação de maior
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).

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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".

E=hf
f = freqüência da onda
h = constante de Planck.
E = enegia perdida ou recebida
Hoje o "quanta" que antes foi tido como um pacote, é a partícula mediadora de força
chamada Fóton.

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Bohr elaborou um novo modelo atômico cujos postulados são:
 na eletrosfera os elétrons não se encontram em qualquer posição. Eles giram ao
redor do núcleo em órbitas fixas e com energia definida. As órbitas são chamadas
camadas eletrônicas, representadas pelas letras K, L, M, N, O, P e Q a partir do núcleo,
ou níveis de energia representados pelos números 1, 2, 3, 4...;

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 os elétrons ao se movimentarem numa camada eletrônica não absorvem nem emitem
energia;
os elétrons de um átomo tendem a ocupar as camadas eletrônicas mais próximas do
núcleo, isto é, as que apresentam menor quantidade de energia;

um átomo está no estado fundamental quando seus elétrons ocupam as camadas
menos energéticas;

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quando um átomo recebe energia (térmica ou elétrica), o elétron pode saltar para uma
camada mais externa (mais energética). Nessas condições o átomo se torna instável.
Dizemos que o átomo se encontra num estado excitado;

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 os elétrons de um átomo excitado tendem a voltar para as camadas de origem.

Quando isso ocorre, ele devolve, sob a forma de onda eletromagnética, a energia que foi
recebida na forma de calor ou eletricidade.

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Esses postulados permitem explicar a existência dos espectros de emissão
descontínuos: como o elétron só pode ocupar determinadas órbitas, as transições
eletrônicas (ida e volta do elétron) ocorrem em número restrito, o que produz somente
alguns tipos de radiação eletromagnética e não todas como no espectro contínuo.
Modelo atômico de Bohr foi elaborado para o átomo de hidrogênio, mas aplica-
se com boa aproximação a todos os outros átomos.

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MODELO ATÔMICO
Ao pesquisar o átomo, Sommerfeld concluiu que os elétrons de um mesmo
nível, ocupam órbitas de trajetórias diferentes (circulares e elípticas) a que denominou
de subníveis, que podem ser de quatro tipos: s , p , d , f .

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MODELO ATÔMICO

Cada camada da eletrosfera é dividida em subníveis. Os subníveis são
designados por letras minúsculas: s (sharp = nítido), p (principal), d (diffuse = difuso), f
(fundamental), g, h e i, sendo esses 3 últimos ausentes no diagrama convencional, pois
apesar de existirem na teoria, não há átomo que possua tantos elétrons e que seja
necessário utilizar esses subníveis.

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MODELO ATÔMICO

O diagrama de Linus Pauling é um diagrama elaborado pelo químico, para
auxiliar na distribuição dos elétrons pelos subníveis da eletrosfera. A eletrosfera é a
região externa do átomo onde se localizam os elétrons.
A eletrosfera é dividida em sete camadas que recebem letras do alfabeto (K, L,
M, N, O, P e Q) de acordo com a distância que há entre ela e o núcleo. São escritas em
letras maiúsculas.

Química Geral
Contribuição de Broglie

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.

Química Geral
Contribuição de Broglie
- Teoria da Mecânica Ondulatória

Em 1926, Erwin Shröringer formulou uma teoria chamada de "Teoria da Mecânica
Ondulatória" que determinou o conceito de "orbital" .
1927 - Schrödinger
Equação de função de onda para o elétron. O modelo matemático probabilístico introduz
os números quânticos para localização do elétron na eletrosfera, bem como sua energia.

Química Geral

Orbital é a região do espaço ao redor do núcleo onde existe a máxima
probabilidade de se encontrar o elétron.

O orbital s possui forma esférica ................... os orbitais p possuem forma de halteres. ............

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1932 - Chadwick - Descoberta do nêutron

A principal contribuição de James Chadwick para o desenvolvimento da física ocorreu em 1932,
data em que descobriu a partícula do núcleo atómico, que passou a ser conhecida por nêutron
devido ao facto de não ter carga elétrica. Pela sua descoberta, divulgada
à comunidade científica na obra "Possible Existence of Neutron", obteve
em 1935 o Nobel de Física.

Química Geral
CONCEITOS
- O que é um átomo ?
O átomo é a menor parte da matéria. O átomo é constituído por duas partes, o núcleo e a
eletrosfera. No núcleo encontramos:
- Prótons: tem carga positiva
- Nêutrons: Não tem carga, sua carga é neutra.
- Elétrons: Elétrons tem carga negativa. Eles se encontram na eletrosfera. A eletrosfera pode ser
constituída por 1 (um) ou 7 (sete) camadas de elétrons, cada camada recebe um nome e
comporta um número Maximo de elétrons. - K=2; L=8; M=18; N=32; O=32; P=18; Q=2

Química Geral
Representação de um átomo.
- Número atômico: É a identidade do átomo. Ele corresponde ao número de prótons de um
átomo (Z). Em um átomo livre o número de prótons corresponde ao número de elétrons. (P=É)
- Massa: A massa de um átomo corresponde a soma do número de prótons com o número de
nêutrons. (A=P+N)
- Representação: A= Número de massa
Z= Número de atômico
P= Número de prótons
N= Número de nêutrons
E= Número de elétrons

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Representação de um átomo.
Número atômico (Z)
O número atômico é (Z) o número que indica a quantidade de prótons de cada elemento químico.
Exemplo:
Cálcio (Ca) → Z = 20 → (então) 20p e 20e
Cloro (Cf) → Z = 17 → (então) 17p e 17e

Número de prótons = Z Número atômico = Z
Exemplo: Sódio = Na
Em (Na) Z = 11, logo o número atômico é onze, ou seja, existem onze prótons no núcleo da
partícula de sódio. Prótons (Z) + Neutrons (N) = Massa (A)
Na (Z = 11) Z = 11 A = 23 n = 12
Em um átomo neutro o número de prótons é igual ao número de elétrons
Na (Z = 11) p = 11 e = 11

Química Geral
RELAÇÕES ATÔMICAS
Isoátonos.
São átomos que possuem o mesmo número de Prótons, Nêutrons, Elétrons e Massa, eles são
mais conhecidos como:
- Isótopos: Possuem o mesmo número de prótons, ou seja, possuem o mesmo número atômico
(Z) e pertencem ao mesmo elemento químico
- Isótonos: Possuem o mesmo número de nêutrons e podem ser elementos químicos diferentes.
- Isóbaros: Possuem o mesmo número de massa e podem ser elementos químicos diferentes.
- Isóeletronico: Possuem o mesmo número de elétrons.

Química Geral

ISÓTOPOS
Átomos com o mesmo número atômico (Z)
Exemplos:
Isótopos do elemento oxigênio: 8O16 8O
17
8O
18

Isótopos do elemento potássio: 19K39 19K
40
19K
41

Os nomes dos isótopos de um elemento são os nomes dos próprios elementos,
seguidos do seu número de massa:
Isótopo do Cloro com A = → Cloro -35

Química Geral
ISÓBAROS
Átomos com o mesmo número de massa (A) .São átomos de diferentes elementos
(de números atômicos diferentes), mas que apresentam o mesmo número de massa.
Exemplos:
Argônio (Ar): 18Ar40 A = 40 Z = 18 n = 22

Cálcio (C): 20Ca40 A = 40 Z = 20 n = 20

Ambos com mesmo nº de massa (p+n)

Química Geral
ISÓTOPOS DO HIDROGÊNIO:
O único elemento químico cujos isótopos apresentam nome próprio é o Hidrogênio que é
constituído de 3 isótopos:
H1 - Hidrogênio comum Hidrogênio Leve ou Prótio

1 H2 Deutério (D)

1 H3 Trítio (T)

Química Geral
ISÓTONOS
Átomos com o mesmo número de nêutrons (N), mas diferente nº de prótons e,
portanto, nº de massa. Ex:
Exemplos:
Boro: 5B11 A = 11 p = 5 n = 6
Carbono: 6C12 A = 12 p = 6 n = 6

Ambos com mesmo nº de nêutrons.

Química Geral
Resumindo:

O mesmo nº de O mesmo nº O mesmo nº
Z de A de n

ISÓTOPOS = ≠ ≠

ISÓBAROS ≠ = ≠

ISÓTONOS ≠ ≠ =

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ISOELETRÔNICOS
Número de elétrons iguais (S)
Elementos químicos diferentes que possuem a mesma quantidade de
elétrons
12Mg = 10 elétrons (MG = Magnésio)
2+

9F = 10 elétrons (F = Flúor)
1-

1N = 10 elétrons (N = Nitrogênio)
3-

Química Geral
DETERMINAÇÃO DAS MASSAS ATÔMICAS

A massa atômica de um elemento é calculada pela média
ponderada das massas dos seus isótopos.
Exemplo:
A massa atômica do cobre, que ocorre naturalmente como uma mistura de
dois isótopos:
69,09% de 63Cu (62,93 u por átomo) e
30,91% de 65Cu (64,95 u por átomo).
Geralmente se calcula essa média em cada 100 átomos:

Cu (69,09 x62,93) + (30,91 x 64,93) = 63,55 u
100

Química Geral
DETERMINAÇÃO DAS MASSAS ATÔMICAS

Devemos ter cuidado para não confundir número de massa com massa atômica.
 Número de massa é sempre um número inteiro por representar o número de
partículas no núcleo.

 A massa atômica é a massa média das massas de todos os seus isótopos de
ocorrência natural. As massas atômicas não são números inteiros.

Química Geral
ALOTROPIA:

É quando um mesmo elemento químico de formar duas ou mais
substâncias simples diferentes. Exemplos: a) 02 (gás oxigênio) e 03
(ozônio).
O gás oxigênio e ozônio diferem um do outro na atomicidade, isto
é, no número de átomos que forma a molécula. Dizemos que o gás
oxigênio e o ozônio são as FORMAS ALOTRÓPICAS do elemento químico
oxigênio.
O oxigênio existe no ar atmosférico, sendo um gás indispensável à
nossa respiração. O ozônio é um gás que envolve a atmosfera terrestre,
protegendo-nos dos raios ultravioleta do sol. Devido às suas propriedades
germicidas, o ozônio é utilizado como purificador da água potável.

Química Geral
CONCEITOS
Próton: partícula nuclear com carga positiva igual, em grandeza, à do elétron. Junto com o
nêutron, está presente em todos os núcleos atômicos (exceto o do hidrogênio, que não tem
nêutron). A massa de um próton é de 1,6726 x 10-27 kg, ou seja, 1.836 vezes a do elétron. O
número atômico de um elemento indica o número de prótons em seu núcleo e determina de
que elemento se trata.O antipróton é sua antipartícula. É estável no vácuo e não se desintegra
espontaneamente.

Química Geral
CONCEITOS
Nêutron: uma das partículas fundamentais que compõem a matéria. Sua massa é de 1,675 x 10-
27 kg, aproximadamente 0,125% maior que a do próton. Não tem carga elétrica. É uma partícula
constituinte de todos os núcleos, exceto o do hidrogênio comum. Os nêutrons livres, que formam
parte de um núcleo, são produzidos em reações nucleares. Quando é expulso do núcleo, o
nêutron é instável, e se desintegra para dar lugar a um próton, um elétron e um neutrino. O uso de
feixes de nêutrons é uma ferramenta importante em campos tão diversos quando a paleontologia,
a arqueologia e a história da arte.

Química Geral
CONCEITOS
Elétron: tipo de partícula elementar que, junto com os prótons e os nêutrons, forma os átomos e
as moléculas. Intervém em uma grande variedade de fenômenos. Os elétrons têm uma massa em
repouso de 9,109 x 10-31 kg e uma carga elétrica negativa de 1,602 x 10-19 coulombs. Sua
partícula de antimatéria correspondente é o pósitron

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