O documento descreve a evolução dos modelos atômicos ao longo do tempo, desde os modelos propostos por Leucipo e Demócrito no século V a.C. até o modelo atômico de Bohr de 1913. Detalha os principais modelos propostos por cientistas como Dalton, Thomson, Rutherford e Bohr, e como eles foram aprimorando a compreensão da estrutura atômica.

2. Leucipo
e
Demócrito
(~450
a.C.)

4. 4
Dalton
Modelo
“Bola
de
bilhar”
Esfera
maciça
indestruDvel
Esfera
homogênea

5. 5
Thomson
Modelo
“pudim
de
passas”
Descoberta
do
elétron

6. 6
Rutherford
•
Modelo
“Planetário”
•
Descobriu
o
núcleo.
•
Átomo
imenso
vazio.
•
Núcleo
10.000
x
menor
que
o
átomo.

7. 7
Rutherford
•
Modelo
“Planetário”
•
Descobriu
o
núcleo.
•
Átomo
imenso
vazio.
•
Núcleo
10.000
x
menor
que
o
átomo.

8. Modelo
atômico
de
Bohr
(1913)
Explica os níveis de energia

9. Postulados
de
Bohr
- Os elétrons nos átomos descrevem sempre
órbitas circulares ao redor do núcleo,
chamadas de camadas ou níveis de energia.
- Cada um desses níveis
possui um valor
determinado de energia
(estados estacionários).

10. Postulados
de
Bohr

11. Classificação dos Elementos

12. Período
Família
Estrutura da Tabela Periódica
v Períodos: são
as
linhas
horizontais,
definem
o
número
de
camadas
dos
elementos.
v Grupos ou Famílias: são
as
linhas
ver6cais,
definem
o
número
de
elétrons
da
camada
de
valência.

13. Propriedades Periódicas
RAIO ATÔMICO:
•
Cresce com
o
aumento
do
número
de
camadas.
•
Quando
o
número
de
camadas
é
igual
,
diminui
com
o
aumento
do
número
atômico.
H He
Li
Na
F
He
Fr

14. Propriedades Periódicas
X(g) + Energia → X+
(g) + e- (endotérmica)
Li+
Li
+ e-
E1
Na
Na+
+ e-
E2
POTENCIAL OU ENERGIA DE IONIZAÇÃO: é
a
energia
necessária
para
re6rar
um
elétron
do
átomo
no
seu
estado
gasoso
He
Fr

15. Propriedades Periódicas
AFINIDADE ELETRÔNICA: é
a
energia
liberada
quando
um
átomo
ganha
um
elétron,
no
estado
gasoso.
Observações:
1)
A
afinidade
eletrônica
numericamente
é
igual
ao
potencial
de
ionização.
2)
Os
gases
nobres
apresentam
afinidade
eletrônica
igual
a
zero.
X(g) + e- → X-
(g) + Energia (exotérmica)
F
Fr

16. Propriedades Periódicas
Eletropositividade: mede
a
tendência
do
elemento
em
perder
elétrons,
define
o
seu
caráter
metálico.
F
Fr
Eletronegatividade: mede
a
tendência
do
elemento
em
ganhar
elétrons,
define
o
seu
caráter
ametálico.
F
Fr

17. Substância Pura
Sistemas Materiais
Simples
Simples
Composta
Substância
Pura
Homogênea
Mistura
Heterogênea
Sistemas
Materiais

18. Substâncias Puras
SIMPLES
COMPOSTA
Cu
CaCO3

19. MISTURAS
HETEROGÊNEAHOMOGÊNEA
solução

21. FENÔMENO QUÍMICO
Combustão
do
álcool
eIlico
H3C- CH2- OH + 3O2 → 2CO2 + 3H2O
Reagentes
Produtos
v O fenômeno químico transforma a
natureza íntima da matéria.

22.
SÓLIDO
LÍQUIDO
GASOSO
SUBLIMAÇÃO
FUSÃO
CONDENSAÇÃO
VAPORIZAÇÃO
SOLIDIFICAÇÃO
Estados
Msicos
da
matéria

23. S
L
L
e
G
G
T°C
100
0
-­‐
20
tempo
S
e
L

24. LIGAÇÕES QUÍMICAS
ü Conceito Geral: Combinação
entre
átomos,
moléculas
e
íons
onde
cada
espécie
química
procura
uma
maior
estabilidade.
Menos
estáveis
Mais
estáveis
Átomos
isolados
Átomos
ligados
Energia

25. LIGAÇÃO IÔNICA
ü Definição: elétrons
são
transferidos
de
um
átomo
para
outro
dando
origem
a
íons
de
cargas
contrárias
que
se
atraem.
Exemplo: formação
do
cloreto
de
sódio
–
NaCl.
Na (Z
=
11)
→
1s2)
2s2,
2p6)
3s1
Cl (
Z
=
17)
→
1s2)
2s2,
2p6)
3s2,
3p5
Na+ Cl-
Na Cl

26. Características dos
Compostos Iônicos
ü Sólidos a temperatura ambiente.
ü Ponto de Fusão e Ebulição muito
elevados.
ü Conduzem corrente elétrica fundidos ou
em solução aquosa.
ü Melhor solvente é a água.

27. LIGAÇÃO COVALENTE OU
MOLECULAR
ü Definição: Ocorre
através
do
compar6lhamento
de
um
par
de
elétrons
entre
átomos
que
possuem
pequena
ou
nenhuma
diferença
de
eletronega6vidade.
COMPARTILHAMENTO
DE
ELÉTRONS

28. Características dos
Compostos Moleculares
ü Sólidos, líquidos ou gasosos a
temperatura ambiente.
ü Ponto de Fusão e Ebulição inferiores
aos dos compostos iônicos.
ü Bons isolantes: térmico e elétrico.

29. Hibridização do Carbono
Hibridização Estrutura
Sp3
l
–C –
l
Sp2
–C =
l
Sp – C ≡ ou =C=

30. Geometria
Molecular
• O
Apo
de
geometria
pode
ser
definido
através
da
seguinte
tabela:
Nº de Átomos Átomo Central Geometria
2 -------- Linear (180º)
3 Com eletrons livres Angular
3 Sem eletrons livres Linear
4 Com eletrons livres Piramidal
4 Sem eletrons livres Trigonal
5 -------- Tetraedrica(109º 28’)

31. Polaridade das Ligações
Ligação covalente apolar:
Ligação covalente polar:
H2 →
HCl →
H H
H Cl
δ+
δ-­‐

32. LIGAÇÕES INTERMOLECULARES
v DEFINIÇÃO: ligações entre as moléculas de
substâncias no estado sólido ou líquido.
v Tipos de ligações intermoleculares:
1) Van de Waals
Dipolo instantâneo: Moléculas apolares
Dipolo permanente: Moléculas polares
sem H-FON.
2) Ligação de Hidrogênio: ocorrem entre moléculas
fortemente polarizadas, quando o H se encontra ligado
aos átomos de F, O e N.

33. LIGAÇÃO METÁLICA
v Definição: ligações
entre
átomos
de
metais
que
formam
reIculos
cristalinos
de
cá6ons
fixos
unidos
por
uma
nuvem
de
elétrons
livres
da
camada
de
valência.
Retículo Cristalino

34. Ø Ácidos:
substâncias
que
em
meio
aquoso
se
ionizam
originando
apenas
cá6ons
H+ (H3O+).
Ex.: HCl → H+ + Cl-
FUNÇÕES
INORGÂNICAS
Ø Bases:
Compostos
iônicos
que
em
meio
aquoso
se
dissociam
liberando
exclusivamente
ânions
OH-.
Ex.: NaOH → Na+ + OH-
aq

35. Conceitos
de
Arrhenius:
Óxidos
e
Sais
ü Óxidos:
compostos
binários
onde
o
elemento
mais
eletronega6vo
é
o
oxigênio.
Ex.: Fe2O3, SO3,
Na2O, N2O,
etc.
ü Sais:
compostos
iônicos
que
em
meio
aquoso
se
dissociam
liberando
pelo
menos
um
cá6on
diferente
do
H+
ou
um
ânion
diferente
do
OH-.
Ex.: NaCl,
K2Cr2O7,
NaH2PO4,
etc.

36. Diego
Rodrigo

37. Diego
Rodrigo

38. Composição:
o
C é
o
principal
elemento,
incluem
também
o
H, N,
O, S,
P e
ainda
os
halogênios.
Caracterís@cas:
em
geral
os
compostos
orgânicos
são
covalentes
apolares.
A
presença
de
um
elemento
diferente
do
C e H promovem
uma
certa
polaridade
na
molécula.
Compostos Orgânicos
H H
Ex.:
H – C – H H – C – OH
H H
Apolar
Polar

39. v Classificação do Carbono:
Cadeias Carbônicas
l
l
Primário: – C – C
l
l
Secundário: C – C – C
l
l
Terciário: C – C – C
C
C
l
l
Quaternário: C – C – C
C
1) Ligação com outros átomos de C:

40. v Classificação do Carbono:
Cadeias Carbônicas
l
l
sp3: – C –
l
sp2: – C = sp: = C = ou – C ≡
v Classificação das Cadeias Carbônicas:
1) Normal Ramificada
l
l
– C – C – C – C – C –
l
l l l l
l l l
– C – C – C – C – C
l
l
l l l
l l l l
CH3
l
2) Hibridização dos átomos de C:

41. Cadeias Carbônicas
2) Homogênea Heterogênea
l
l
– C – C – C –
l
l l
l l
– C – O – C –
l
l l
v Classificação das Cadeias Carbônicas:
3) Saturada Insaturada
l
l
– C – C – C – C – C –
l
l l l l
l l l
– C – C = C – C – C
l
l
l
l l l l
l
Homocíclica
Heterocíclica
O

42. v Classificação das Cadeias Carbônicas:
Cadeias Carbônicas
4) Acíclica ou alifática Cíclica
l
l
– C – C – C –
l
l l
l
5) Alicíclica Aromática

43. HIDROCARBONETOS

44. FUNÇÕES OXIGENADAS
Definição: Compostos orgânicos com a presença do O.
H3C – C = O
OH
H3C– C – CH3
O
H – C = O
H
– OH
H3C = CH – OH
H3C – CH2 – OH
Exemplo
R – C = O
OH
R – C – R’
O
R – C = O
H
Ar – OH
R – OH
R – OH
Fórmula geral
– C –
O
Cetona
– OH (lig. Com núcleo Bz)Fenol
– C = O
H
Aldeído
– C = O
OH
– OH (lig. com C dupla)
– OH (lig. com C saturado)
Grupo funcional
Ácido
carboxílico
Enol
Álcool
FUNÇÃO
⎮
⎮
⎮⎮
⎮⎮
⎮
⎮
⎮⎮
⎮
⎮

45. FUNÇÕES OXIGENADAS
R – O – R’
R – C = O
O]–cátion
R – C = O
Cl
R – C = O
O
R’– C = O
R – C = O
O – R’
Fórmula geral
H3C – O – CH3– O –Éter
H3C– C = O
Cl
– C = O
Cl
Cloreto de
ácido
H3C – C = O
ONa
– C = O
O]–cátion
Sal orgânico
– C = O
O
– C = O
– C = O
O –
Grupo funcional
Anidrido
Éster
FUNÇÃO
H3C – C = O
O
H3C – C = O
H3C – C = O
O – CH3
Exemplos
⎮
⎮
/
⎮
⎮
/
⎮
⎮
⎮
/
⎮
⎮

46. FUNÇÕES NITROGENADAS
R – NH2; R – NH; R – N – R
Fórmula geral
Amida
Imida
– NH2; – NH; – N –
Grupo funcional
Imina
Amina
FUNÇÃO
CH3– CH2 – NH2
Amina primária
Exemplos
⎮
⎮
⎮
⎮
= NH R = NH CH3 – CH = NH
– C = O
NH2
R – C = O
NH2
CH3 – C = O
NH2
Amida primária
C = O
R NH
C = O
/
/
= NH
Ligado a radical diacila
C = O
H2C NH
C = O
/
/
Nitro
compostos
– NO ( – N = O)
– NO2 ( – N = O)
O
R – NO
R – NO2
CH3 – CH2 – NO
CH3 – CH2 – NO2
Nitrilo (cianeto)
Isonitrilo
(iso-cianeto)
– CN (– C ≡ N)
– NC (– N = C)
→
CH3 – CH2 – CN
R – NC
R – CN
CH3 – CH2 – NC

47. BIOMOLÉCULAS

48. CARBOIDRATOS

49. CARBOIDRATOS

50. LIPÍDEOS

52. AMINOÁCIDOS