O documento apresenta os principais conceitos da teoria estrutural da química orgânica, incluindo a evolução do modelo atômico desde os gregos antigos até a mecânica quântica. Aborda os modelos de Thomson, Rutherford e Bohr, além de conceitos como número atômico, de massa, distribuição eletrônica e tipos de ligações químicas.
2. Atomismo gregoAtomismo grego
Os gregos antigos foram os primeiros a
postular que a matéria era constituída de
elementos indivisíveis.
Demócrito X Aristóteles
Demócrito (400 a.C.) defendia que a
matéria NÃO poderia ser dividida
indefinidamente.
Aristóteles (350 a.C.) julgava a matéria
como sendo contínua e formada pela
combinação dos 4 elementos: terra, fogo,
água e ar.
Aristóteles estava ERRADO, contudo sua
teoria persistiu por cerca de 2.000 anos.
3.
4. Atomismo científicoAtomismo científico
John Dalton:
1800 d.C. Æ 1º modelo científico (baseado em dados
experimentais)
Toda matéria é composta de átomos.
Átomos de um mesmo elemento são idênticos.
Átomos de elementos diferentes combinam-se em
razões constantes para formar compostos.
Átomos são rearranjados nas reações.
Essas idéias foram importantes para as definições
abaixo:
5. Lei de Conservação das Massas:
“Átomos não podem ser criados ou
destruídos”
Lei da Composição Constante:
“Os elementos combinam-se em razões
fixas”
6. A descoberta da estrutura
atômica (raios catódicos)
A descoberta da estrutura
atômica (raios catódicos)
Raios catódicos (elétrons)?
Um tubo de raios catódicos (CRT) é um recipiente
profundo (ampola) com um eletrodo em cada extremidade.
Uma alta voltagem é aplicada entre os eletrodos, fazendo
com que partículas negativas se desloquem do catodo (-)
para o anodo (+).
7.
A descoberta da estrutura atômica
(Radioatividade)
A descoberta da estrutura atômica
(Radioatividade)
8. Considere o seguinte experimento:
Uma substância radioativa é colocada em um anteparo
contendo um pequeno orifício de tal forma que um feixe
de radiação seja emitido pelo orifício.
A radiação passa entre duas chapas eletricamente
carregadas e é detectada.
3 (três) pontos são observados no detector:
um ponto desviado no sentido da chapa positiva,
um ponto que não é afetado pelo campo elétrico,
um ponto desviado no sentido da chapa negativa
9. A descoberta da estrutura atômicaA descoberta da estrutura atômica
Modelo de Thompson:
Pela separação da
radiação, conclui-se que o
átomo consistia de
entidades neutras (sem
carga) e de entidades
carregadas (tanto negativa
quanto positivamente).
10. Thompson propôs que todas as
espécies carregadas estavam
presentes na superfície do átomo
(ainda considerado esférico).
Modelo do pudim de passas
11. Experimento de Rutherford:
Uma fonte de partículas α
foi colocada na saída de
um detector circular.
As partículas α foram
lançadas através de uma
fina película de ouro, com o
seguinte resultado:
12. A maioria das partículas passou diretamente através da
chapa, sem desviar.
Algumas foram desviadas com grandes ângulos.
Modelo de Rutherford
Para que a maioria das partículas α passasse através de
um pedaço da lâmina sem sofrer desvio, a maior parte
do átomo deveria consistir de uma carga negativa difusa
de massa baixa (o elétron).
Para explicar o pequeno número de desvios e em grau
elevado das partículas α, o centro do átomo deveria ser
bem denso e de uma carga positiva.
13. Desta forma, o átomo seria
esférico com a carga
positiva localizada no centro
(ou núcleo) e a carga
negativa estaria difusa em
torno dele.
14. Considerações de BohrConsiderações de Bohr
Neils Bohr se valeu de seus
famosos postulados para
“contornar” as falhas do
modelo de Rutherford:
1ºPostulado: Os elétrons
descrevem órbitas circulares
estacionárias ao redor do núcleo,
sem emitirem nem absorverem
energia.
15. 2º Postulado: Fornecendo energia
(elétrica, térmica, ...) a um átomo,
um ou mais elétrons a absorvem e
saltam para níveis mais afastados do
núcleo. Ocorrendo uma transição
eletrônica.
O retorno ao nível inicial é
acompanhado pela liberação de
energia na forma de ondas
eltromagnéticas como luz visível e
ultravioleta.
16. Identificação dos átomosIdentificação dos átomos
Número atômico (Z)
é o número de prótons existentes no núcleo de um
átomo.
Número de massa(A)
é a soma do número de prótons (Z) e de nêutrons
(N) existentes num átomo.
Portanto:
A = Z+ NA = Z+ N
17. Elemento químico
É o conjunto de todos os átomos com o mesmo
número atômico (Z).
Notação geral:
A
Z X OU Z XA Número de massa
Número atômico
Íons:
Quando átomos (ou moléculas) perdem elétrons,
tornam-se íons com carga positiva (cátions).
Na Na+
+ e-
18. Quando ocorre ganho de elétrons, formam-se íons com carga negativa
(ânions).
Cl + e-
Cl-
A quantidade de elétrons perdida ou ganha depende da posição na T.P.
Considere os seguintes exemplos:
17
37
Cl 17
37
Cl-
O núcleo não se altera.
Portanto A e Z também não.
A alteração ocorre na
eletrosfera
Acrescentando um elétron
20 nêutrons
17 prótons
17 elétrons
20 nêutrons
17 prótons
18elétrons
Símbolo que indica
que um átomo
neutro ganhou1 e-
Excesso de
uma carga -
19. 23
11Na 23
11Na +
Átomo neutro
O núcleo não se altera
Portanto A e Z também não.
Retirando um elétron
Símbolo que indica
que um átomo
neutro perdeu 1 e-
12nêutrons
11prótons
11elétrons A alteração ocorre na eletrosfera
12nêutrons
11prótons
10elétrons
Excesso de
uma carga
+
Isótopos, Isóbaros e Isótonos
Isótopos são átomos com mesmo número de prótons
(Z) e diferente número de massa (A).
1H1
1H2
1H3
16 17 18
20. Isóbaros são átomos de diferentes números de
prótons (elementos diferentes), mas que possuem
o mesmo número de massa (A).
19K40
20Ca40
Isótonos são átomos de difentes números de
prótons(elementos diferentes), diferentes numero
de massa e, porém com mesmo número de
nêutrons.
17Cl37
20Ca40
21. Exercícios:
1) O número de prótons, nêutrons e elétrons representados
por 56Ba138 +2
é, respectivamente:
a) 56,82 e 56
b) 56,82 e 54
c) 56,82 e 58
2) Quantos prótons, nêutrons e elétrons apresenta o átomo
que é representado por 55
25Mn?
3) O número atômico do elemento X é 30.Os íons X+2 e Y-3
são isoeletrônicos. Escolha a opção correta para o número
atômico de Y.
a) 33 b) 31 c)3 d)28 e)25
22. Mecânica Quântica e
orbitais atômicos
Mecânica Quântica e
orbitais atômicos
Schrödinger propôs uma equação que contém os termos
onda e partícula.
A equação de Schrödinger necessita de 3 números quânticos:
1. principal, n: é o mesmo n de Bohr (nível). À medida que n aumenta, o
orbital torna-se maior e o elétron passa mais tempo mais distante do
núcleo.
2. azimutal, ℓ: depende do valor de n, varia de 0 até n -1.
Normalmente usamos letras (s, p, d e f ) para designar os orbitais com ℓ=
0, 1, 2 e 3, respectivamente.
3. magnético, mℓ: depende de ℓ, com valores inteiros entre -ℓ e
+ℓ,fornecendo a orientação do orbital no espaço.
23. Distribuição eletrônica em átomos
neutros
Distribuição eletrônica em átomos
neutros
1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
3d10
4s2
4p6
4d10
4f14
1s2
5s2
5p6
5d10
5f14 Nível
6s2
6p6
6d10 subnível
7s2
Legenda
25. Ex: 11Na 11Na+
17Cl 17Cl-
Retirando 1 elétron
Acrescentando 1 elétron
1s2
2s2
2p6
1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
Orbitais eletrônicos
s
P
d
f
26. Os orbitais são preenchidos em ordem crescente de nível
(n).
Regra de Hund: para orbitais degenerados (?), os
elétrons preenchem cada orbital isoladamente antes de
qualquer orbital receber um segundo elétron.
Princípio da exclusão de Pauli: 2 elétrons com o mesmo
número magnético de spin (ms) não podem ocupar o
mesmo orbital.
Ex: 11Na 1s2
2s2
2p6
3s1
29. Ligação IônicaLigação Iônica
União de íons
Metal Não-metal
1, 2, 3 e-
na C.V 5,6,7 e-
na C.V
Doar elétrons Receber elétrons
Íon +
(Cátion) Íon –
(Ânion)
Ex:11Na 1s2
2s2
2p6
3s1
metal doar 1 e-
8O 1s2
2s2
2p4
não-metal receber 2 e-
30. • Na+
• Na0
O
Íons formados Fórmula do composto
2 [Na]+
[O]2-
Na2O
Regra Prática
Cc+
Aa-
CaAc
31. Ligação CovalenteLigação Covalente
Compartilhamento de íons
Não-metal + Não -metal + Hidrogênio
4,5,6 ou 7 e-
na C.V 1 e-
na C.V
Fórmula eletrônica Fórmula estrutural Fórmula
de Lewis molecular
Ex:H O H H - O - H H2O
