Aula sobre Estrutura Atômica

1. Modelos atômicos
Partículas fundamentais
Distribuição eletrônica
Números quânticos
Tabela periódica
Propriedades periódicas

2.  O átomo é a partícula base formadora de toda matéria.
 Átomo é a partícula microscópica que é base da formação de toda e qualquer
substância.
 Átomo, do grego, significa aquilo que não se divide, indivisível.

5.  São representações que não correspondem exatamente à realidade, mas que servem
para explicar o comportamento e o funcionamento do átomo, suas propriedades e
características.

7.  Demócrito e Leucipo sugeriram modelos atômicos.
 Para eles, a matéria era formada por pequenas partículas, o átomo.
 Demócrito definiu o átomo como uma partícula infinitamente pequena, indivisível,
compacta, sem poros e homogênea.
 Segundo eles, os átomos eram diferentes apenas na forma, arranjo ou posição.

8.  Esfera maciça, homogênea, indivisível, indestrutível e de carga elétrica neutra.
 Base teórica ou experimental: Lei da Conservação de Massa, e Lei das proporções,
Lei de Proust.
 Foi abandonado por não conseguir explicar a natureza elétrica da matéria.

9.  Todo elemento é constituído por partículas extremamente pequenas chamadas
átomos.
 Os átomos são indestrutíveis e imutáveis, ou seja, não podem ser criados ou
destruídos.
 Os átomos de um mesmo elemento são todos idênticos; os átomos de diferentes
elementos são diferentes e têm diferentes propriedades.
 Os átomos se combinam em proporções fixas em massa para formarem compostos.
 Em uma reação química, os átomos não são criados nem destruídos, durante a
reação ocorre apenas um rearranjo de átomos.

10.  Esfera positiva, maciça, divisível e eletricamente neutra devido às cargas.
 Base teórica ou experimental: Descoberta dos elétrons (raios catódicos) e da
radioatividade.
 Foi abandonado por não conseguir explicar os desvios observados no experimento de
Rutherford.

11.  O átomo tem núcleo positivo, pequeno e denso, com elétrons girando ao seu redor e
com quase toda massa do átomo.
 Base teórica ou experimental: Bombardeamento de uma lâmina de ouro finíssima
com partículas positivas.
 Foi abandonado devido uma lei física que diz que um elétron em M.C.U irá perder
energia até cair no núcleo.

12.  Elétrons se movimentam ao redor do núcleo em órbitas determinadas.
 Base teórica ou experimental: A luz emitida por uma amostra de hidrogênio ao se
fazer incidir um feixe de raios catódicos.
 Foi abandonado pois só explicava o átomo de hidrogênio.

15.  Introduziu o conceito de orbitais atômicos, que seria a região no espaço com a maior
probabilidade de se encontrar o elétron.
 A região na qual os elétrons se encontram se assemelharia mais a nuvens
eletrônicas.
 Cada orbital é descrito pelos números quânticos, que nos informam a energia, a
forma e o tamanho do átomo.

17.  Faça a distribuição eletrônica para o elemento Vanádio (Z = 23)

20.  Indique os quatro números quânticos para o elétron mais energético do elemento
Cobre (Z = 29):

22.  Indique o número de prótons, o número de massa, o número de nêutrons e o número
de elétrons para cada item a seguir.

28. Quantas moléculas existem em 196g de
ácido fosfórico (H3PO4). (Dados: H=1,
P=31, O=16)

29. Calcule o volume ocupado por 0,25
mol de gás carbônico (CO2) nas
condições normais de temperatura e
pressão (CNTP).

34.  Muitas propriedades químicas e físicas dos elementos e das substâncias simples que
eles formam variam periodicamente. Ou seja, ocorrem à medida que o número
atômico de um elemento químico aumenta ou diminui.
 As principais propriedades periódicas químicas dos elementos são: raio atômico,
energia de ionização, eletronegatividade, eletropositividade e eletroafinidade. Já as
físicas são: pontos de fusão e ebulição, densidade e volume atômico.

35.  Definido como a metade da distância (r = d/2) entre os núcleos de dois átomos de um
mesmo elemento químico.
 Na tabela periódica, o raio atômico aumenta de cima para baixo e da direita para a
esquerda.

36.  Raio de cátion: quando um átomo perde elétron, a repulsão da nuvem eletrônica
diminui, diminuindo o seu tamanho. Portanto: raio do átomo > raio do cátion.
 Raio do ânion: Quando um átomo ganha elétron, aumenta a repulsão da nuvem
eletrônica, aumentado o seu tamanho. Portanto: raio do átomo < raio do ânion.

37.  É a tendência que um átomo possui de atrair elétrons para perto de si, quando se
encontra ligado covalentemente a outro átomo de elemento químico diferente, numa
substância composta.
 Na tabela periódica, a eletronegatividade aumenta de baixo para cima e da
esquerda para a direita.

38.  É a capacidade que um átomo tem de doar elétrons, em comparação a outro átomo,
na formação de uma substância composta. É o oposto da eletronegatividade.
 Na tabela periódica, a eletropositividade será de cima para baixo e da direita para a
esquerda.

39.  A energia de ionização é a energia necessária para remover um elétron de um
átomo (ou íon) na fase gasosa. Esse elétron é sempre retirado da última camada
eletrônica, que é a mais externa e é conhecida como camada de valência.
 Nas famílias e nos períodos, a energia de ionização aumenta conforme diminui o
raio atômico, pois, quanto menor o tamanho do átomo, maior a atração do núcleo
pela eletrosfera e, portanto, mais difícil retirar o elétron.

40.  Corresponde à energia liberada por um átomo do estado gasoso, quando ele captura
um elétron. Essa energia é chamada assim porque ela mostra o grau de afinidade
ou a intensidade da atração do átomo pelo elétron adicionado.
 Na tabela periódica a eletroafinidade aumenta de baixo para cima e da esquerda.

41.  O volume atômico é a relação estabelecida entre a massa de um mol de átomos e a
densidade da substância simples que esses átomos formam.

42.  A densidade é a relação estabelecida entre a massa da matéria e o volume que ela
ocupa, sendo representada pela seguinte fórmula (d = m/v).
 O elemento que apresenta a maior densidade em relação a todos os outros
elementos é o Ósmio (Os).

43.  Essas temperaturas nos dizem quando uma substância passa do estado sólido para
o líquido e do líquido para o gasoso.
 O que vai determinar essas temperaturas são as interações intermoleculares, que
quanto mais forte forem, maior serão as temperaturas.