O documento discute os conceitos fundamentais da química, incluindo a evolução dos modelos atômicos de Dalton, Thomson, Rutherford e Bohr. Também aborda as transformações da matéria, propriedades das substâncias e misturas, e a metodologia científica.

1. Química tecnológica
Introdução
Viviana Rocha 1

2. Noções preliminares
Revisão
 Química: O que, Por que e Como?
 Metodologia Científica
 Matéria
 Substâncias
 Transformações da matéria
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3. Química: O que, Por que e
Como?
Estudo da natureza, das propriedades da
composição e das transformações da
matéria
Compreensão dos problemas da
sociedade e revertê-los
Viviana Rocha 3

4. PROPRIEDADES
INTERAÇÕES
ESTRUTURA
DA MATÉRIA
TIPOS DE
REAÇÕES
MATERIAIS
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5. Metodologia Científica
Observações
e dados
Experimentos Leis
Hipóteses
ou teoria
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6. Conceitos químicos: revisão
 Tipos de substâncias:
n Puras: substâncias com composição definida e
características e propriedades físico-químicas
definidas;
n Misturas: Duas ou mais substâncias fisicamente
misturadas. As propriedades físico-químicas
depende da composição da mesma.
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7. Conceitos químicos: revisão
 Substâncias puras:
n Elementos: substância simples, fundamental e
elementar;
n Compostos: Constituídos de dois ou mais
elementos em uma composição definida.
 Misturas:
n Homogêneas: Apresenta uma única fase.
n Heterogêneas: Apresenta duas ou mais fases.
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8. Matéria
Substâncias Misturas
puras
Misturas Misturas
Compostos homogêneas heterogêneas
Elementos
(soluções)
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9. Transformações físicas
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10. 4º Estado da Matéria: Plasma
O Plasma (ou quarto estado da
matéria) trata-se de um gás
ionizado, com átomos ionizados e
elétrons (distribuição quase-neutra).
Está presente principalmente nas
televisões de LCD ou cristal líquido,
ou ainda chamadas de "TVs de
plasma". Neste estado há uma
certa "pastosidade" da substância,
que permite uma maior e melhor
resposta quando recebe
informações decodificadas pelos
feixes de luz emitidos pelos
Viviana Rocha 10
componentes da TV.

11. Transformações Químicas
 Queima do carvão:
As moléculas iniciais do carvão (reagentes) são
quebradas e seus átomos são reagrupados para formar
novas moléculas finais (produtos da reação)
.
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12. Modelos atômicos
Evolução dos modelos atômicos:
- Átomo de Dalton
- Átomo de Thomson
- Átomo de Rutherford
- Átomo moderno
- Átomo de Bohr
- Modelo atômico atual
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13. Pensamento Científico
“Não há teoria eterna em ciência” - Albert Einstein
Visão mecanicista (Mecânica)
“A natureza funciona como um relógio”
Descartes
“O mundo é apenas uma máquina”
Limitações desta visão do mundo
Isaac Newton concretizou o sonho de Descartes
Tornar a teoria científica em poder.
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14. O átomo Filosófico (450 a.C.)
Por volta de 450 a.C., o filósofo grego Leucipo
afirmou que a matéria podia se dividida em
partículas cada vez menores até um limite.
Demócrito (470 a.C.-380 a.C.), denominou essa
partícula de ÁTOMO (do grego, “indivisível”).
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15. O Átomo de Dalton
 Toda matéria é composta de partículas
fundamentais: os ÁTOMOS
 Os átomos são permanentes e indivisíveis, não são
criados nem destruídos
 Os elementos são caracterizados por seus átomos
 As transformações químicas consistem em uma
combinação, separação ou rearranjo de átomos
 Compostos químicos são formados de átomos de
dois ou mais elementos em uma razão fixa
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16. O Átomo de Dalton
John Dalton, físico inglês, em 1803, foi o primeiro modelo
atômico elaborado (modelo da bola de bilhar).
Este modelo consegue explicar:
- A Lei da Conservação das massas (Lavoiser)
- A Lei da Composição Definida (Proust)
Estímulo ao mundo científico- Química moderna- partículas
subatômicas
A diferença entre o modelo de Dalton e o modelo filosófico- presença de
dados experimentais
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17. Lavoiser
Massa de
Massa da água Massa de
Experiência hidrogênio
decomposta oxigênio obtida
obtida
1º 18g 2g 16g
Proust
2º 72g 8g 64g
3º 90g 10g 80g
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18. Átomo- Modelo de Thomson
Partículas subatômicas:
 Fica evidente com os trabalhos de Michel Faraday
que a eletricidade era constituída por partículas
materiais, hipótese confirmada pelos estudos sobre
a capacidade dos gases de conduzir correntes
elétricas.
 Nas experiências com tubo de Crookes foi possível
constatar eletricidade.
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19. Raios catódicos
Em 1875, o físico William
Crookes idealizou um tubo
com dois eletrodos e vácuo
quase perfeito (pressão
interna aprox. 0,0001 atm).
Aplicando uma diferença de
potencial entre os eletrodos e
tendo um vácuo, ocorria
emissão de raio luminoso
entre cátodo e ânodo. Ao
introduzir-se um objeto no
tubo, aparecia uma sombra
nítida. Também pode-se
constatar que a emissão
desse raio sofre desvio ao
passar por um campo elétrico.
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20. Experimento de Millikan (1908)
Descoberta da carga
do elétron: -1,6 x10-19 C
Todos os elétrons são
idênticos, isto é, todos
têm a mesma massa e
carga.
Razão carga/massa
igual para todos os
elétrons.
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21. Raios canais
Goldstein demonstrou que, ao perfurar o cátodo de uma ampola de descarga
de gás, aparecia uma luminescência por trás do cátodo. Esses raios eram
positivos e que sua massa e sua carga dependiam da natureza do gás que
ocupava o interior do tubo.
A menor massa, obtida com o H, coincidia com a massa do próton, sendo a
carga também igual à do próton.
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22. Átomo- Modelo de Thomson
Pudim de passas
Massa fluida
positiva, com
elétrons (carga
negativa)
dispersos nesta
massa fluida
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23. Átomo-Modelo de Rutherford
 Descoberta da radioatividade,
ou seja, que os elementos
químicos se degradam em
partículas menores
 Experimento de Rutherford,
Geiger e Mardsen, colocam em
dúvida o modelo atômico
proposto por Thomson
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24. Experimento de Rutherford
Um fluxo de partículas alfa
(uma carga positiva)
emitidas por um elemento
radioativo é bombardeado
em uma finíssima lâmina de
ouro de aprox. 100 nm de
espessura (1nm = 10-9m).
Umas poucas se
desviavam, pouquíssimas
ricocheteavam e a maioria
atravessava a lâmina
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25. Átomo-Modelo de Rutherford
Modelo Planetário
Núcleo carregado
positivamente cercado
de elétrons em órbitas
(região extra nuclear)
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26. Átomo-Modelo de Rutherford
 J. Chadwick, em 1932, descobriu o nêutron.
Rutherford tinha ciência de que os prótons não
poderiam compor toda a massa do núcleo
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27. Estrutura planetária: Elétron estacionário / Elétron em
órbita
O diâmetro do núcleo < 10 mil vezes que o da eletrosfera;
(Z) – número atômico = o número de prótons que compõem um núcleo.
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(A) – número de massa = o número de núcleons (prótons + nêutrons).

28. Lavoisier: Lei da
conservação das
massas.
Dalton
Proust: Lei das
proporções
definidas
Faraday:
eletricidade tem
massa.
Thompsom
Tubo de Crookes
Descoberta da
Rutherford radioatividade
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29. Vamos pensar sobre os
elétrons em átomos?
Existem 2 possibilidades que retratam o estado
de movimento de elétrons em um átomo:
1ª possibilidade: O elétron está parado. O núcleo
positivo e o elétron com carga positiva, o que você
espera que aconteça?
2ª possibilidade: O elétron está em movimento.
Considerando também o modelo planetário, ou
seja, elétrons em órbitas se movendo ao redor do
núcleo. Ocorreria perda de energia?
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30. Átomo-Modelo de Bohr
Física clássica era inadequada para
explicar a estabilidade do átomo
Niels Bohr, físico dinamarquês, apresentou
a primeira tentativa importante para
desenvolver um novo modelo atômico não-
clássico.
A elucidação da estrutura
atômica seria encontrada na
Origem da luz:
natureza da luz emitida pelas alterações
substâncias a altas temperaturas de energia
ou sob influência de uma
descarga elétrica.
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31. Átomo-Modelo de Bohr (1913)
• O primeiro princípio → (estado estacionário)
• O segundo admite apenas certas órbitas
possíveis para o elétron ao redor do núcleo
• O terceiro princípio → variações de energia
são saltos entre órbitas
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32. Energia Radiante
Espectros de Emissão:
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33. Espectro Eletromagnético
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34. Energia Radiante
Espectros de Emissão:
Cores do espectro visível
Cor Comprimento de onda Freqüência
vermelho ~ 625-740 nm ~ 480-405 THz
laranja ~ 590-625 nm ~ 510-480 THz
amarelo ~ 565-590 nm ~ 530-510 THz
verde ~ 500-565 nm ~ 600-530 THz
ciano ~ 485-500 nm ~ 620-600 THz
azul ~ 440-485 nm ~ 680-620 THz
violeta ~ 380-440 nm ~ 790-680 THz
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35. Espectro Eletromagnético
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36. Dispersão da luz
Linha espectral - característica de um átomo, produzida pela luz de um
comprimento de onda discreta
As séries de linhas mostradas são encontradas na região do visível do
espectro e são chamadas de séries de Balmer
Existem outras séries de linhas: Séries de Lyman (ultravioleta) e Séries de
Paschen (infravermelho)
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37. Espectro descontínuo
Espectro de linhas
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38. Equação de Rydberg
1  1 1 
= R 2 − 2 
n n 
λ  1 2 
n2 > n1
R = 1,0974 x 10-2 nm-1
Séries Lyman n1 = 1 n2 = 2, 3, 4, 5,..., ∞
Séries Balmer n1 = 2 n2 = 2, 3, 4, 5, 6,..., ∞
Séries Paschen n1 = 3 n2 = 3, 4, 5, 6, 7, ..., ∞
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39. Viviana Rocha 39

40. Como explicar a cor dos fogos de artifícios?
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41. Teste de chama
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42. As radiações eletromagnéticas se
comportavam como minúsculos pacotes
de energia chamados fótons. A energia
do fóton é proporcional a frequência da
radiação:
λν = c
E fóton = hν
hc
E fóton =
h= 6,63 x 10 -34
js
λ
Saltos quânticos:
(E2)elétron – (E1)elétron = Efóton
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43. Átomo de Bohr
O elétron só absorve ou
emite um “pacote” de
energia denominada
quanta.
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44. Átomo de Bohr
Falhas do modelo de Bohr:
 Cada nível de energia era uma órbita eletrônica
circular onde esta localizado o elétron;
 O átomo possui regiões de probabilidade e
densidade eletrônica.
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45. Átomo- Modelo Moderno
Modelo da mecânica quântica:
• Explica o porquê da quantização da energia eletrônica
• Propriedades atômicas
• Como ocorre as ligações entre átomos
Este modelo apóia-se nos seguintes princípios:
Teoria sobre a dualidade onda-partícula, de Louis De
Broglie;
Princípio da incerteza, enunciado por Werner Heisenberg.
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46. A dualidade onda-partícula
Em 1924, Louis Victor de Broglie estendeu aos
elétrons o caráter dualístico da LUZ, como
comprovado experimentalmente por Albert
Einstein com o Efeito Fotoelétrico.
Partícula ou Onda?
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47. Viviana Rocha 47

48. Louis Victor de Broglie estendeu aos elétrons o caráter
dualístico da LUZ, como comprovado experimentalmente
por Albert Einstein - Efeito Fotoelétrico.
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49. Partícula ou Onda?
Propriedades das ondas
DIFRAÇÃO: espalhamento de ondas quando elas
passam por obstáculos ou aberturas comparáveis, em
tamanho, aos seus comprimentos de onda.
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50. A dualidade onda-partícula
A expressão da energia de Expressão de Planck (energia
qualquer partícula de massa m : de uma onda com frequência, ʋ :
E = mc 2
E = hυ
hυ h
m= 2 m= Relação de
λc
De Broglie
c
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51. O Princípio da Incerteza de
Heisenberg (1926)
Não é possível localizar com precisão uma partícula
se ela se comporta como uma onda
Os cálculos requerem informações precisas sobre a
posição e velocidade do elétron.
“Quanto mais certeza tivermos quanto a
posição do elétron, tanto menor será a
precisão com que podemos definir sua
velocidade e vice-versa”
Viviana Rocha 51

52. O Modelo atômico atual
Proposto por Erwin Schrödinger, de Broglie e Werner
Heisenberg
A mecânica quântica deu origem ao estudo das funções
de onda e dos números quânticos, pois o átomo de
Schrödinger é um modelo matemático.
A equação de função de onda (Ψ) determina
matematicamente a região de máxima probabilidade de
se encontrar um elétron no átomo (Equação de
Schrödinger)
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53. O modelo atômico atual
Os níveis eletrônicos de energia:
Região de máxima probabilidade onde possa estar
o elétron.
Esta região é chamada orbital, que correspondem
aos estados individuais que podem ser ocupados
pelos elétrons no átomo.
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54. O que é um orbital atômico?
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55. Modelo atômico atual
Densidade de
probabilidade eletrônica
núcleo
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56. Como se localizar?
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57. Números quânticos
1 - Número Quântico Principal (n):
Determina o nível energético principal do elétron, a
energia do átomo. Sempre será um número inteiro positivo
e diferente de zero.
2- Número Quântico do momento angular (secundário) (l):
Determina o momento angular do elétron. Valores mais
altos de l, correspondem a um momento angular maior.
Determina a forma da nuvem eletrônica.
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58. Números Quânticos
3- Número Quântico Magnético (m)
Determina a orientação de um orbital no espaço.
4- Número Quântico de Spin (s)
Determina o campo magnético intrínseco quando uma
partícula carregada gira em torno do seu próprio eixo.
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59. Número Quântico de Spin (s)
O número quântico de spin indica a orientação do elétron ao
redor do seu próprio eixo. Como existem apenas dois
sentidos possíveis, este número quântico assume apenas os
valores -1/2 e +1/2, indicando a probabilidade do 50% do
elétron estar girando em um sentido ou no outro.
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60. Paramagnéticos - são materiais que possuem elétrons desemparelhados
e que quando na presença de um campo magnético os mesmos se
alinham. Ex: o alumínio, o magnésio, o sulfato de cobre, etc.
Diamagnéticos – são materiais que se colocados na presença de um
campo magnético tem seus ímãs elementares orientados no sentido
contrário ao sentido do campo magnético aplicado. Ex: o bismuto, o
cobre, a prata, o chumbo, etc.
Ferromagnéticos – as substâncias que compõem esse grupo
apresentam características bem diferentes dos materiais paramagnéticos
e diamagnéticos. Eles se imantam fortemente se colocados na presença
de um campo magnético. Ex: ferro, o cobalto, o níquel e as ligas que são
formadas por essas substâncias. Os materiais ferromagnéticos são muito
utilizados quando se deseja obter campos magnéticos de altas
intensidades.
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61. Valores dos Números Quânticos
n = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7
l = 0, 1, 2, 3 (s, p, d, f)
m = -3, -2, -1, 0, + 1, +2, +3
s = - 1/2; + 1/2
Princípio de Exclusão de Pauli
“Não existem dois elétrons num átomo que possuam os
mesmos valores para todos os números quânticos”.
Cada orbital poderá conter no máximo dois elétrons
Com isso torna-se possível calcular o número máximo de
elétrons com cada nível energético principal.
2, 8, 18, 32, 32, 18, 2 Viviana Rocha 61

62. Distribuição Eletrônica
Linus Pauling
 Regras e princípios gerais para distribuição
dos elétrons no átomo:
 A energia total do elétron é dada por: E = n + l.
 O elétron, como qualquer sistema da natureza, tende a
ocupar as posições de menor energia.
 Princípios de Exclusão de Pauling – nenhum átomo
pode conter elétrons com números quânticos iguais.
 Regra de Hund – os orbitais são preenchidos
parcialmente com elétrons do mesmo spin depois
completados com elétrons de spins contrários.
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63. s
px py pz
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64. dxy dyz dxz
dx2y2 dz2
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66. Viviana Rocha 66

67. Questão
Nos conjuntos de quatro
números quânticos (n, l,
m, s), identifique quais
os que não podem
existir e explique o
porquê:
(c) (4, 2, -1, +1/2)
(d) (5, 0, -1, +1/2)
(e) (4, 4, -1, +1/2)
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68. Referências Bibliográficas
- RUSSELL, J.B.; Química Geral. McGraw-Hill - 2ª
edição – Vol. I - São Paulo.
- BRADY, J.E.; HUMISTON, G.E.; Química Geral, Livros
Técnicos e Científicos. 2ª edição – Vol. I - Rio de
Janeiro.
- MAHAN, B. Química: um curso universitário. Edgard
Blucher – São Paulo.
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