1. Capítulo 04:
4.1 – A evolução dos modelos
atômicos

2. Modelos atômicos
• Retomemos o modelo de Dalton:
- O átomo é a menor porção da matéria, e são esferas
maciças e indivisíveis
- Foi o modelo adotado e aceito pela comunidade
científica durante quase todo o séc. XIX
- Ainda é muito usado para representar estruturas
moleculares e sua distribuição espacial
• Mas o modelo de Dalton não conseguia explicar
satisfatoriamente todos os fenômenos naturais

3. Modelos atômicos
• Tales de Mileto (640 - 546
a.C.)
• Fez algumas experiências
com âmbar (em grego -
elektron) e descobriu que
esse adquire uma carga
elétrica quando é atritado
com uma flanela

5. Modelos atômicos
• Benjamin Franklin (1706 -
1790)
• Observou que existem
duas espécies de cargas
elétricas, chamadas por ele,
arbitrariamente de positiva e
negativa.
• Com essas observações foi
possível explicar o fenômeno
relatado por Tales de Mileto

6. Modelos atômicos
• Cargas elétricas de sinais
opostos se atraem.
•Cargas elétricas de mesmo
sinal se repelem.
•Mais tarde essas e outras
observações intensificaram a
realização de experimentos
envolvendo eletricidade, os
quais permitiram associar a
eletricidade ao átomo

7. Modelo de Thomsom
• Também chamado de pudim de passas
• As cargas elétricas negativas, chamadas elétrons
(e-), estavam imersas em uma “sopa” de carga
elétrica positiva, os prótons. O nº de e- deveria ser
suficiente para anular a carga dos prótons
• Se o átomo perdesse e- ele ficaria com carga
positiva, e se ganhasse e- ficaria com carga negativa

8. Modelo de Thomsom
• Quando um átomo ganha ou perde ele se
transforma em uma espécie eletricamente
carregada, que chamamos de íon
• Quando o átomo passa a ser um íon positivo, o
chamamos de Cátion
• Quando o átomo passa a ser um íon positivo, o
chamamos de Ânion

10. Radioatividade
• 1896 - Becquerel descobre a radioatividade:
emissão espontânea de radiação vindo do Urânio.
• 1897 - Casal Curie descobrem dois elementos
radioativos: Polônio e o Rádio.

11. Modelo atômico de Rutheford
• Também conhecido como modelo planetário
• Realizou experimentos que demonstraram pela
primeira vez a existência do núcleo atômico, o que
não era consistente com o modelo atômico de
Thomson

13. Modelo atômico de Rutheford
• Comprovou a existência
de um núcleo e uma
eletrosfera
• Comprovou a existência
de partículas diferentes e
com cargas positivas
diferentes

14. Modelo atômico de Rutheford
• Com base em seus dados,
Rutheford também sugeriu
a existência de cargas
neutras no núcleo, cargas
essas que serviriam para
manter o núcleo coeso e
explicavam os valores da
massa atômica

15. Modelo atômico de Bohr
• É um modelo que descreve o átomo como um
núcleo pequeno e carregado positivamente cercado
por elétrons em órbita circular
• Explicava o problema de perda de energia do
elétron, e possível colisão com o núcleo, que não
acontecia

16. Modelo atômico de Bohr
•No estado fundamental de um átomo, os elétrons
se encontram no nível energético mais baixo
possível.
•Se os elétrons de um átomo recebem energia ou
colidem com outros elétrons, eles saltam para
níveis mais externos. Neste caso, dizemos que os
elétrons entram em estado excitado.

17. Modelo atômico de Bohr
•Se os elétrons cedem energia, eles saltam para
níveis mais internos e a energia liberada pelos
elétrons sai em forma de quantum de luz ou fóton

18. 4.2 – Classificação periódica

19. Tabela Periódica
• Consiste num ordenamento dos elementos
conhecidos de acordo com as suas propriedades
físicas e químicas
• Os elementos que apresentam as propriedades
semelhantes são dispostos em colunas
• São organizados em forma crescente de Nº
atômico

20. Tabela Periódica
• Em 1789, Antoine Lavoisier publicou uma lista de
33 elementos químicos,
• Agrupou os elementos em gases, não-
metais, metais e terras:
- “Gases”: Luz, calor, oxigênio, nitrogênio e hidrogênio;
- Não-Metais: enxofre, fósforo, carbono, radicais
muriático, fluorídrico e boráxico;

21. Tabela Periódica
• Em 1789, Antoine Lavoisier publicou uma lista de
33 elementos químicos,
• Agrupou os elementos em gases, não-
metais, metais e terras:
- Metálicas: Antimônio, arsênico, bismuto, cobalto,
cobre, ouro, ferro, chumbo, manganês, mercúrio,
molibdênio, níquel, platina, prata, estanho,
tungstênio e zinco;
- Terras: Calcáreo, magnésia, barita, alumina e sílica.

22. Tabela Periódica
• Em 1858, o químico alemão August
Kekulé observou que o carbono tem uma tendência
de ligar-se a outros elementos em uma proporção
de um para quatro.
• Este conceito tornou-se conhecido como valência.

23. Tabela Periódica
• Em 1864, o também químico alemão Julius Lothar
Meyer publicou uma tabela com os 49 elementos
conhecidos organizados pela valência. A tabela
revelava que os elementos com propriedades
semelhantes freqüentemente partilhavam a mesma
valência.

24. Tabela Periódica
• Nessa mesma época, O professor de química
russo Dmitri Ivanovich Mendeleiev publicou sua
“versão” da tabela periódica.

25. Tabela Periódica
• Mendeleiev propôs dois aspectos diferentes em
sua tabela, que Meyer não havia proposto;
- Primeiro: deixar lacunas na tabela quando parecia que
o elemento correspondente ainda não tinha sido
descoberto.
- Segundo: ignorar a ordem sugerida pelos pesos
atômicos e alternar elementos adjacentes, tais como
o cobalto e o níquel, para melhor classificá-los em
famílias químicas

26. Tabela Periódica

27. Tabela Periódica
(Colunas)

28. Elementos Reperesentativos

29. Tabela Periódica
Elementos de Transição

30. Tabela Periódica
Elementos de Transição Interna

31. 1
Tabela Periódica

32. 1
Tabela Periódica
2

33. 1
Tabela Periódica
2 3

34. 1
Tabela Periódica
2 3 4

35. 1
Tabela Periódica
2 3 4 5

36. 1
Tabela Periódica
2 3 4 5 6

37. 1
Tabela Periódica
2 3 4 5 6 7

38. 1
Tabela Periódica 8
2 3 4 5 6 7

39. Nº de e- na camada de valência
1 8
2 3 4 5 6 7

40. Tabela Periódica
Metais Alcalinos

41. Tabela Periódica
Metais Alcalinos Terrosos

42. Tabela Periódica
Halogênios

43. Tabela Periódica
Gases Nobres

44. Tabela Periódica

45. Tabela Periódica
K

46. Tabela Periódica
K
L

47. Tabela Periódica
K
L
M

48. Tabela Periódica
K
L
M
N

49. Tabela Periódica
K
L
M
N
O

50. Tabela Periódica
K
L
M
N
O
P

51. Tabela Periódica
K
L
M
N
O
P
Q

52. Tabela Periódica
• Apesar de o hidrogênio ficar no
primeiro grupo (alcalino) ele não
partilha das mesmas propriedades
do mesmo;
• Ele só está na primeira coluna por causa
de seu nº de valência.

53. Tabela Periódica
Metais

54. Tabela Periódica
Não
Metais

55. Tabela Periódica
• O termo “gás nobre” vem do fato que,
do ponto de vista humano, nobre é
aquele que geralmente evita as pessoas
comuns;
• Também conhecidos por gases inertes;
• A primeira evidência da existência dos
gases nobres foi através da descoberta
da existência do hélio no sol, feita por
análise espectrográfica da luz solar

56. Elementos presentes nos organismos vivos

57. 4.3 – Ligações Químicas

58. Ligações Químicas
• O que podemos falar da fórmula H₂O?

59. Ligações Químicas
• O que podemos falar da fórmula H₂O?
Energia
• Conceito Geral: Combinação entre átomos, moléculas e
íons onde cada espécie química procura uma maior
isolados
Átomos
estabilidade.
estáveis
Menos
ligados
Átomos
Mais es

60. Ligações Químicas
 Definições
• Estado Natural dos Átomos: encontrados na
natureza combinados de modo a adquirir maior
estabilidade.

61. Ligações Químicas
 Definições
• Estabilidade química: precisam completar seus
orbitais incompletos perdendo ou ganhando
elétrons.
• Camada de Valência: em geral as ligações
químicas envolvem apenas a última camada do
átomo.

62. Ligações Químicas
• Regra do Octeto
 Átomos com 8 elétrons de valência são estáveis.
 Elementos se combinam para adquirir
estabilidade eletrônica – configuração eletrônica
igual à dos gases nobres.

63. Ligações Químicas
• Regra do Dueto
 Descrição: O átomo adquire estabilidade ao
completar a camada de valência com dois elétrons,
imitando o gás nobre - He.
Obs. Esta regra só é válida para os elementos
representativos: H, Li, Be e B.

64. Ligações Químicas
• Classificação das Ligações
a. IÔNICA
b. COVALENTE
c. METÁLICA

65. Ligação Iônica
• A Ligação Iônica pode também ser chamada de
eletrovalente
 Transferência de elétrons de um átomo para outro.
 Átomos da ligação exibem comportamentos
opostos.
Ocorre entre: METAL e NÃO-METAL

66. Ligação Iônica
• Metais (doam elétrons) e não–metais (recebem).
• Ao ceder elétrons, um átomo fica eletricamente
positivo (CÁTION)
• Ao receber elétrons, um átomo fica eletricamente
negativo (ÂNION)
• Os íons gerados se unem pela atração de suas
cargas opostas.

67. Ligação Iônica
• CÁTIONS = METAIS
CV: 1, 2, 3
• ÂNIONS = NÃO-METAIS
CV: 4,5,6,7
• HIDROGÊNIO = CV: 1

68. Ligação Iônica
Ex: Cloreto de sódio
2–8–1 2–8–7 2–8 2–8–8

69. Ligação Iônica
• Propriedades dos compostos iônicos:
 São sólidos nas condições ambiente
 Apresentam altos pontos de fusão e ebulição
 São condutores de eletricidade quando no
estado liquido (fundidos) ou quando dissolvidos
em água.
 A maioria dos compostos são solúveis em água.

70. Ligação Covalente
• A Ligação Covalente pode também ser chamada
de Molecular
• Compartilhamento de elétrons.
• Formação de pares eletrônicos.
• Simples ou dativa (coordenada)
• Forma moléculas. Ex: H2O
Ocorre entre: NÃO-METAL e NÃO-METAL
HIDROGÊNIO e NÃO-METAL

71. Ligação Covalente
• união entre átomos que precisam receber
elétrons (não-metais);
• não ocorre doação de elétrons;
• elétrons são compartilhados;
• Átomos possuem 4 a 7 elétrons de valência;
• Hidrogênio: 1 elétron compartilhado.

72. Ligação Covalente
• FLÚOR: 7 CV = 1 par de elétrons compartilhados
• ligação covalente simples

73. Ligação Covalente
C C
C

74. Ligação Covalente
• Covalente Dativa (Coordenada):
 um dos átomos eletronicamente estável,
empresta dois elétrons para outro átomo
estabilizar-se.
 os dois elétrons compartilhados têm origem em
um dos átomos (átomo doador)
 é representada por uma seta que se origina no
átomo doador e termina no átomo receptor.

75. Ligação Covalente
• Covalente Dativa (Coordenada):
 Ex: SO2
 Ligação covalente simples
(Representada com uma seta)

76. Ligação Covalente
• Polaridade das Ligações:
a) Ligações Polares: entre átomos diferentes.
δ+ δ-
H Cl
b) Ligação Apolar: entre átomos iguais.
O O

77. Ligação Covalente
• Propriedades dos compostos
Covalentes:
 São sólidos, líquidos ou gasosos nas condições
ambiente
 Apresentam baixos pontos de fusão e ebulição
(comparados aos iônicos)
 São maus condutores de eletricidade, alguns podem
conduzir quando em meio aquoso (ionização).
 A maioria dos compostos são solúveis em solventes
orgânicos.

78. Ligação Metálica (Curiosidade)
 Definição: ligações entre átomos de metais
que formam retículos cristalinos de cátions fixos
unidos por uma nuvem de elétrons livres da
camada de valência.
Retículo Cristalino

79. Características dos Metais
 Sólidos a temperatura ambiente, exceção do Hg
(líquido).
 Apresentam brilho metálico, fundidos perdem o brilho,
exceção para o Mg e Al.
 Densidade superior a da água, exceção para os
alcalinos. Menor Li = 0,53 g/mL, maior Os = 22,5g/mL.
 PF muito variável, menor Cs = 28,5°C, maior W =
3382°C.
 Bons condutores de eletricidade e calor. Ag maior
condutividade elétrica, seguida do Cu, Au e Al.
 Maleabilidade e ductibilidade.

80. Ligas Metálicas
 Definição: materiais com propriedades
metálicas que contém dois ou mais elementos,
sendo pelo menos um deles metal. Exemplos:
- Liga de metais para fusíveis ( Bi, Pb, Sn e Cd)
- Liga de ouro de joalharia (Au, Ag e Cu)
- Amálgama dental (Hg, Ag e Cu)
- Bronze ( Cu e Sn)
- Latão (Cu e Zn)

81. Iônica Covalente Metálica
Ligação Atração Compartilhamen- Compartilhamen-
entre íons de to eletrônico to eletrônico
cargas
opostas
Tipos de sólidos Moléculas sólidos
compostos diatômicas e
sólidos
macromoleculares
Condutividade Sol.: não Sol.: não Sol.: sim
Líq.: sim Líq.: não Líq.: sim
Aq.: sim Aq.: podem Aq.: podem
conduzir por conduzir por
formação de íons reagirem com
água formando
íons

82. Fórmulas Químicas
Fórmula química representa o número e o tipo de átomos que
constituem uma molécula. Os tipos de fórmulas são: molecular,
eletrônica e estrutural plana.
a) Molecular: é a representação mais simples e aponta apenas
quantos átomos de cada elemento químico que constitui a
molécula.
Exemplos: H2O (água), CO2 (gás carbônico).
b) Eletrônica: essa fórmula indica os elétrons da camada de
valência de cada átomo e a formação dos pares eletrônicos, e
também os elementos e o número de átomos envolvidos. É
conhecida também como fórmula de Lewis.
Exemplo: H• •O• •H (água).

83. Fórmulas Químicas
Fórmula química representa o número e o tipo de átomos que
constituem uma molécula. Os tipos de fórmulas são: molecular,
eletrônica e estrutural plana.
c) Estrutural plana: indica as ligações entre os elementos, cada
par de elétrons entre os átomos é representado por um traço.
Conhecida também como fórmula estrutural de Couper.
Exemplos:
H–O–H O=C=O
água gás carbônico

84. Exercícios:
1. Para que haja uma ligação iônica é necessário que:
( ) Os elementos estejam próximos na tabela periódica.
( ) Um átomo doe eletrons e um outro receba.
( ) Ocorra entre um metal e um não-metal.
( ) Os átomos compartilhem elétrons.
( ) As afinidades eletrônicas sejam nulas.
2. Átomos do elemento X (número atômico = 20) e do
elemento Y (número atômico = 7) unem-se por ligações
iônicas originando o composto de fórmula:
a) XY b) X2Y c) X3Y2 d) X2Y3 e) X3Y4

85. Exercícios:
3. Os compostos iônicos, como o cloreto de sódio,
apresentam as propriedades:
a) Líquidos nas condições ambientais, bons condutores de
eletricidade e baixo ponto de fusão.
b) Líquidos ou gasosos, maus condutores de eletricidade
em solução aquosa e baixo ponto de fusão.
c) Sólidos, maus condutorers de eletricidade em solução
aquosa e baixo ponto de fusão.
d) Sólidos, bons condutores de eletricidade no estado
sólido e alto ponto de fusão.
e) Sólidos, bons condutores de eletricidade em solução
aquosa e elevado ponto de fusão.

86. Exercícios:
4. Indique entre os compostos a seguir aqueles em que encontramos
apenas ligações covalentes:
I- NaCl II- CCl4 III- SO2 IV- KCl V- Na2SO4
a) I e II b) II e III c) I e IV d) IV e V e) III e IV
5. Assinale qual das ligações covalentes de carbono não é possível:
I
a) – C Ξ b) = C = c) – C – d) – C –
I
6. Qual das fórmulas abaixo é prevista para o composto formado por
átomos de fósforo e flúor, considerando o número de elétrons da
camada de valência de cada átomo?
F P
| |
a) P ≡ F b) P – F≡ P c) F – F ≡ P d) F – P – F e) P – F – P

87. Exercícios:
7. Preencha a segunda coluna, de acordo com a primeira:
(C) Covalente ( ) Apresentam alto ponto de fusão e ebulição;
( I ) Iônica ( ) São sólidos nas condições ambientes
( ) São maus condutores de eletricidade, mas
podem conduzir em meio aquoso.
( ) São sólidos, líquidos ou gasosos nas
condições ambiente
8. Represente no caderno as seguintes uniões entre átomos de acordo
com a fórmula de lewis e de acordo com a fórmula estrutural:
a) Al e O e) HeO i) H, S e O
b) Na e Br f) Cl e Cl
c) Ca e Cl g) C, H e N
d) K e Cl h) SeO