CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA

CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA

Atualmente não há dúvidas de que toda matéria seja formada por minúsculas partícu-las, denominadas átomos. Essa idéia, como já vimos, foi proposta pelos filósofos gregos Leucipo e Demócrito (400 a.C.).

Em 1808, baseado em fatos experimentais, o cientista britânico John Dalton (1766-1844) formula uma teoria atômica para explicar a constituição da matéria.

TEORIA ATÔMICA DE DALTON

Essa teoria possibilitaria, posteriormente, a criação do primeiro modelo do átomo, a qual expressa, em termos gerais, o seguinte:

1. _{A matéria é constituída de pequenas partículas} esféricas maciças e indivisíveis denominadas átomos.

2. _{Um conjunto de átomos com as mesmas} mas-sas e tamanhos apresenta as mesmas pro-priedades e constitui um elemento químico. 3. _{Elementos químicos diferentes apresentam}

átomos com massas, tamanhos e propriedades diferentes.

4. _{A combinação de átomos de elementos} dife-rentes, numa proporção de números inteiros, origina substâncias diferentes.

5. _{Os átomos não são criados nem destruídos: são simplesmente rearranjados, originando} novas substâncias.

Para melhor representar sua teoria atômica, Dalton substituiu os antigos símbolos químicos da alquimia por novos e criou símbolos para outros elementos que não eram conhecidos pelos alquimistas.

Representação dos elementos químicos

Até 1808, quando surgiu a teoria atômica de Dalton, eram conhecidos aproximada-mente 50 elementos químicos. Por volta de 1810, o químico sueco Berzelius (1779-1848) organizou a notação química utilizada até essa data, que era bastante confusa, intro-duzindo como símbolo dos elementos as iniciais de seus nomes em latim.

Dalton acreditava que os átomos fossem maciços, esféricos e indi-visíveis como bolinhas de gude.

C

E

D

O

C

Para indicar a proporção com que cada elemento entra na formação de determina-da substância, Dalton associou um índicenumérico aos símbolos.

A representação gráfica de uma substância em que são utilizados os símbolos e os índices numéricos é denominada fórmulae representa a constituição de cada unidade formadora da substância. Essas unidades são denominadas moléculas.

29 Unidade 2 — A matéria Elemento Ouro Prata Ferro Cobre G S I C Gold Silver Iron Copper Símbolo alquímico Dalton Nome em inglês Símbolo em inglês Au Ag Fe Cu Aurum Argentum Ferrum Cuprum Berzelius Nome em latim Símbolo em latim

Representações de uma molécula de água elementos hidrogênio = H oxigênio = O quantidade de átomos H₂O 1 2 3 2 átomos de H 1 átomo de O 1 2 3 fórmula H₂O ₌ = O₃ 1 2 3 = oxigênio = O quantidade de átomos O₃ 1 2 3 3 átomos de O 1 2 3 fórmula

Representações de uma molécula de ozônio

John Dalton

John Dalton é considerado o pai da Química teórica. Com apenas 12 anos de idade iniciou sua brilhante carreira lecio-nando em uma escola da comunidade Quaker, da qual era membro.

Além de ter elaborado a teoria atômica, Dalton descobriu uma importante lei da Física — a Lei das Pressões Parciais dos Gases. Uma curiosidade sobre a sua vida profissional: ele também atuou como meteorologista, tendo feito cerca de 200 mil anotações.

Dalton foi o primeiro cientista a descrever uma deficiên-cia visual — da qual sofria — cujo portador não consegue distinguir algumas cores, entre elas, o vermelho e o verde. O seu trabalho sobre essa deficiência foi tão importante que hoje ela é conhecida por daltonismo. Atualmente, sabe-se que o daltonismo afeta 5% dos homens e 0,5% das mulheres.

Membro da comunidade Quaker com seus trajes característicos

do final do século XIX.

átomo de oxigênio = átomo de oxigênio = átomo de hidrogênio elemento 1 4 2 4 3

A DESCOBERTA DO ÁTOMO

Após Dalton ter apresentado sua teoria atômica, em 1808, na qual sugeria que os átomos eram indivisíveis, maciços (rígidos) e esféricos, vários cientistas realizaram diver-sos experimentos que demonstraram que os átomos são constituídos por partículas ainda menores, subatômicas.

A DESCOBERTA DAS PARTÍCULAS SUBATÔMICAS

O elétron (e)

Em 1897, Joseph John Thomson (1856-1940) conseguiu demonstrar que o átomo não é indivisível, uti-lizando uma aparelhagem denomina-da tubo de raios catódicos.

Dentro do tubo de vidro havia, além de uma pequena quantidade de gás, dois eletrodos ligados a uma fonte elétrica externa. Quando o cir-cuito era ligado, aparecia um feixe de raios provenientes do cátodo (eletro-do negativo), que se dirigia para o ânodo (eletrodo positivo). Esses raios eram desviados na direção do pólo positivo de um campo elétrico.

Com base nesse experimento, Thomson concluiu que: a) os raios eram partículas (corpúsculos)

menores que os átomos;

b) os raios apresentavam carga elétrica nega-tiva. Essas partículas foram denominadas elétrons (e).

O tubo da tela de televisão é uma versão com-plexa de um tubo de raios catódicos. Embora a televisão já fosse, em 1927, uma realidade em laboratório, somente em 1947 receptores de TV foram produzidos em escala industrial para uso doméstico. T h a le s T ri g o C hri stof G unke l

Thomson propôs então um novo modelo, denominado pudim de passas:

“O átomo é maciço e constituído por um fluido com carga elétrica positiva, no qual estão dispersos os elétrons”.

Como um todo, o átomo seria eletrica-mente neutro.

O próton (p)

Em 1886, o físico alemão Eugen Goldstein, usando uma aparelhagem semelhante à de Thomson, observou o aparecimento de um feixe luminoso no sentido oposto ao dos elétrons. Concluiu que os componentes desse feixe deveri-am apresentar carga elétrica positiva.

Posteriormente, em 1904, Ernest Rutherford, ao realizar o mesmo experimento com o gás hidrogênio, detectou a presença de partículas com carga elétrica positiva ainda menores, as quais ele denominou prótons(p). A massa de um próton é aproximada-mente 1 836 vezes maior que a de um elétron.

A experiência de Rutherford

Para verificar se os átomos eram maciços, Rutherford bombardeou uma finíssima lâmina de ouro (de aproximadamente 0,0001 cm) com pequenas partículas de carga elétrica positiva, denominadas partículas alfa (α), emitidas por um material radioativo.

As observações feitas durante o experimento levaram Rutherford a tirar uma série de conclusões:

55

Unidade 3 — A estrutura do átomo

+ – bloco de chumbo lâmina de sulfeto de zinco lâmina de ouro feixe de partículas α abertura b a c Observação

a) A maior parte das partículas α atravessa-va a lâmina sem sofrer desvios. b) Poucas partículas α (1 em 20 000) não

atravessavam a lâmina e voltavam. c) Algumas partículas α sofriam desvios de

trajetória ao atravessar a lâmina.

Conclusão

A maior parte do átomo deve ser vazio. Nesse espaço (eletrosfera) devem estar localizados os elétrons. Deve existir no átomo uma pequena região onde está concentrada sua massa (o núcleo).

O núcleo do átomo deve ser positivo, o que provoca uma repulsão nas partículas α (positivas).

O modelo de Thomson admite que o átomo é divisível. fluido positivo carga negativa + + + – – – –

A comparação do número de partículas a que atravessavam a lâmina com o número de partículas a que voltavam levou Rutherford a concluir que o raio do átomo é 10 mil vezes maior que o raio do núcleo.

A partir dessas conclusões, Rutherford propôs um novo modelo atômico, semelhante ao sistema solar.

O nêutron (n)

Essas partículas foram descobertas em 1932 por Chadwick, durante experiências com material radioativo. Ele as denomi-nou nêutrons.

Os nêutrons estão localizados no núcleo e apresentam mas-sa muito próxima à dos prótons, mas não têm carga elétrica.

O modelo atômico mais utilizado até hoje é o de Rutherford, com a inclusão dos nêutrons no núcleo.

PARTE 1 — QUÍMICA GERAL

56

Núcleo formado por prótons e nêutrons com elétrons girando na eletrosfera. A ilustração mostra um átomo contendo 5 prótons no núcleo e 5 elétrons na eletrosfera.

Teoria dos quarks

Hoje considera-se que as únicas partículas elementares constituintes da matéria são os quarks e os léptons.

Quarks

Interagem fortemente entre si formando outras partículas mais complexas: os hardrons (pró-tons, nêutrons).

Existem somente três tipos de quarks estáveis e somente dois entram na composição da matéria.

Léptons

São partículas pequenas e leves em comparação com os quarks, e suas interações são fracas. Existem quatro tipos de léptons (elétron, muon, tauon, com carga –1 , e pósitron, com carga +1).

carga (uce) +2/3 –1/3 –1/3 up down strange 0 1 2 3

Um próton seria formado por: 2 up (+2/3) = +4/3 1 down (–1/3) = –1/3 e um nêutron seria formado por: 1 up (+2/3) = +2/3

2 down (–1/3) = –2/3 +1 1 2 3 Partícula Elétrons Eletrosfera Núcleo ≅ 0 Nêutrons 1 1 –1 0 +1 Prótons

Massa relativa (u) Carga relativa (uce)

1 1 836

PRINCIPAIS CARACTERÍSTICAS

DO ÁTOMO

NÚMERO ATÔMICO (Z)

Em 1913, ao realizar experiências de bombardeamento de vários elementos quími-cos com raios X, Moseley percebeu que o comportamento de cada elemento químico estava relacionado com a quantidade de cargas positivas existentes no seu núcleo.

Assim, a carga do núcleo, ou seu número de prótons, é a grandeza que caracteriza cada elemento, sendo este número denominado número atômico.

Como os átomos são sistemas eletricamente neutros, o númerode prótonsé igual ao de elétrons.

Vejamos alguns exemplos:

cloro (Cl) Z = 17 prótons = 17, elétrons = 17. sódio (Na) Z = 11 prótons = 11, elétrons = 11.

NÚMERO DE MASSA (A)

Como tanto o número de prótons (p) quanto o de nêutrons (n) são inteiros, o número de massa (A) sempre será um número inteiro.

O número de massa é, na verdade, o que determina a massa de um átomo, pois os elétrons são partículas com massa desprezível, não tendo influência significativa na massa dos átomos.

Vejamos alguns exemplos:

Número atômico (Z): o número que indica a quantidade de prótons existentes no núcleo de um átomo.

Z = nº de prótons

Número de massa (A): a soma do número de prótons (p) com o número de nêutrons (n) presentes no núcleo de um átomo.

A = p + n Z = 20 ⇒ p = 20 A = p + n A = 40 40 = 20 + n n = 20 Z = 17 ⇒ p = 17 A = p + n A = 35 35 = 17 + n n = 18 1 2 3 1 2 3 Ca Cl

ELEMENTO QUÍMICO

Atualmente, conhecemos um total de 115 elementos químicos, entre naturais e arti-ficiais, com números atômicos variando de 1 a 118.

A cada elemento químicocorresponde um número atômico (Z)que o identifica. De acordo com a IUPAC (sigla em inglês da União Internacional de Química Pura e Aplicada), ao representar um elemento químico, devem-se indicar, junto ao seu símbo-lo, seu número atômico e seu número de massa.

Uma forma esquemática dessa representação é a seguinte:

A

Z

X

ou Z

X

A

Vejamos um exemplo:

ÍONS

Os átomos apresentam a capacidade de ganhar ou perder elétrons, formando novos sistemas, eletricamente carregados, denominados íons.

Os átomos, ao ganharem ou perderem elétrons, originam dois tipos de íons: • íons positivos = cátions;

• íons negativos = ânions.

Íons positivos ou cátions

Os cátions formam-se quando um átomo perde um ou mais elétrons, resultando num sistema eletricamente positivo, em que o número de prótons é maior que o número de elétrons.

Aplicando essa definição ao átomo de magnésio (Mg), que apresenta Z = 12, temos:

p = 12 ⇒ 12 cargas positivas = +12 p = 12 ⇒ 12 cargas positivas = +12 e = 12 ⇒ 12 cargas negativas = –12 e = 10 ⇒ 10 cargas negativas = –10 carga elétrica total = 0 carga elétrica total = +2

A espécie química Mg2+é denominada cátion bivalenteou íon bivalente positivo.

Íons negativos ou ânions

Os ânions formam-se quando um átomo ganha ou recebe um ou mais elétrons, resul-tando num sistema eletricamente negativo, em que o número de prótons é menor que o número de elétrons. p = 11 n = A – Z n = 12 1 4 2 4 3 A = 23 Z = 11

Íon: a espécie química que apresenta o número de prótons diferente do número de elétrons.

Na

Elemento químico: é o conjunto formado por átomos de mesmo número atômico (Z).

12Mg 12Mg2+

Aplicando essa definição ao átomo de flúor (F), que apresenta Z = 9, temos:

p = 9 ⇒ 9 cargas positivas = +9 p = 9 ⇒ 9 cargas positivas = +9 e = 9 ⇒ 9 cargas negativas = –9 e = 10 ⇒ 10 cargas negativas = –10 carga elétrica total = 0 carga elétrica total = –1 A espécie química F–_{é denominada ânion monovalenteou íon monovalente negativo.}

SEMELHANÇAS ATÔMICAS

Isótopos

A maioria dos elementos químicos é constituída por uma mistura de isótopos, os quais podem ser encontrados, na natureza, em proporção praticamente constante.

Veja, a seguir, os isótopos naturais de alguns elementos químicos e as proporções nas quais eles são encontrados:

O único elemento químico cujos isótopos apresentam nome próprio é o hidrogênio (H), que é formado pelos seguintes isótopos naturais:

Isóbaros

Exemplos:

Ca Ar

Os isóbaros pertencem, portanto, a elementos químicos diferentes.

59

Unidade 3 — A estrutura do átomo

Isótopos: são átomos que apresentam o mesmo número atômico (Z), por pertencerem ao mesmo elemento químico, mas diferentes números de massa (A).

Elementos Representação Abundância (%) Carbono 98,89 1,11 traços** 99,7 0,04 0,2 93,30 0,01 6,70 Oxigênio Potássio

Representação Nomes Abundância (%)

hidrogênio leve; hidrogênio comum; prótio 99,985

deutério 0,015

trítio; tricério; tritério 10–7 12 6C 13 6C 14 6C* 16 8O 17 8O 18 8O 39 19K 40 19K* 41 19K 1 1H 2 1H 3 1H* 9F 9F– ganha 1 e– * Isótopos radioativos.

** Traços = quantidade muito pequena.

* O trítio é radioativo.

Isóbaros: são átomos que apresentam diferentes números atômicos (Z), mas mesmo número de massa (A).

20 p 20 e 20 n 1 4 2 4 3 40 20 18 p 18 e 22 n 1 4 2 4 3 40 18

Isótonos

Exemplos: N C

Isoeletrônicos

Exemplos:

Isoeletrônicos: átomos e íons que apresentam a mesma quantidade de elétrons. Isótonos: são átomos que apresentam o mesmo número de nêutrons (n), mas dife-rentes números atômicos (Z) e de massa (A).

PARTE 1 — QUÍMICA GERAL

60 7 p 7 e 7 n 1 4 2 4 3 14 7 6 p 6 e 7 n 1 4 2 4 3 13 6 11 p 10 e 12 n 1 4 2 4 3 23 11 8 p 10 e 8 n 1 4 2 4 3 16 8 10 p 10 e 10 n 1 4 2 4 3 20 10

Isótopos radioativos

Alguns isótopos emitem determinados tipos de radiação e, por isso, são conhecidos por radioisótopos.

Os radioisótopos podem ser usados na Medicina no estudo de certas doenças e distúrbios fisiológicos. Administrados ao paciente, têm a propriedade de se concentrar em determinados órgãos ou tipos específicos de células e permitem, pela sua detecção, determinar a existên-cia de possíveis alterações.

Vejamos abaixo alguns exemplos de radioisótopos utilizados em Medicina.

Outro isótopo radioativo, o iodo-123, quando injetado no organismo em pequenas quanti-dades, permite-nos obter imagens do cérebro.

Aplicação Isótopo

51

Cr Estudo das hemácias

131

I Estudo da tireóide

201

Ti Mapeamento do coração

99

Tc Mapeamento de cérebro, fígado, rins, coração

18

F Mapeamento ósseo

1. O primeiro modelo científico para o átomo foi proposto por Dalton, em 1808. Esse modelo poderia ser comparado com:

a) uma bola de tênis. b) uma bola de futebol. c) uma bola de pingue-pongue. d) uma bola de bilhar. e) uma bexiga cheia de ar.

2. Relacione os nomes dos cientistas às alter-nativas a seguir:

•_Demócrito •_{Thomson • Rutherford} •Dalton •Chadwick

a) É o descobridor do nêutron.

b) Seu modelo atômico era semelhante a uma bola de bilhar.

c) Seu modelo atômico era semelhante a um pudim de passas.

d) Foi o primeiro a utilizar a palavra átomo. e) Criou um modelo para o átomo semelhante

ao sistema solar.

3. O elétron foi descoberto por Thomson no final do século XIX. Quais as características gerais do modelo atômico proposto por ele? 4. _{Faça uma crítica à afirmação:}

“O modelo atômico clássico criado por Rutherford, em 1911, é considerado o mode-lo definitivo para o átomo.”

5. Indique o número de prótons, nêutrons e elétrons presentes em cada átomo dos seguintes elementos: 12 6C 199F 5626Fe 6. _{Considere a representação:} 7 3Li

O átomo assim representado apresenta quan-to(as):

a) prótons? b) nêutrons? c) elétrons?

d) partículas nucleares?

e) partículas na parte periférica do átomo? f) partículas com carga elétrica positiva? g) partículas com carga elétrica negativa? h) partículas sem massa?

i) partículas fundamentais que formam um átomo deste elemento?

7. Um dos principais poluentes atmosféricos é o monóxido de carbono (CO). Determine o número de prótons, nêutrons e elétrons exis-tentes em uma molécula desse poluente. Dados:C (Z = 6) (A = 12); O (Z = 8) (A = 16)

8.Determine o número de prótons, nêutrons e elétrons presentes em cada íon:

19

9F– 3216S2– 5626Fe2+ 5626Fe3+

9._{Os átomos M e N são isóbaros e} apresen-tam as seguintes características:

M N

Determine os números atômicos e os números de massa de M e N.

10.

Determine o número de massa de X. 11.(UFSC) Considerando as relações entre os

átomos, indicadas no esquema a seguir,

pode-se afirmar que o(s) número(s): I — de massa de Y é 40. II — de massa de Z é 20. III — de prótons de Y é 22. IV — de nêutrons de X é 20. V — de prótons de Z é 22. VI — de nêutrons de Y é 20. VII — de nêutrons de Z é 20. 12.Considere as representações: R S T Sabendo que R e S são isótopos, determine os números atômicos (Z) e os números de massa (A) de R, S e T.

13.(FEI-SP) São dadas as seguintes informações relativas aos átomos Y e Z:

I — X é isóbaro de Y e isótono de Z. II — Y tem número atômico 56, número de

massa 137 e é isótopo de Z. IIII — O número de massa de Z é 138. O número atômico de X é: a) 53. d) 56. b) 54. e) 57. c) 55.

Exercícios de classe

5x 10 + x 4x + 8 11 + x 38 20X 40_Y isót onos is óto po_s isóbaros 20Z 11x + 15 3x + 32 12x – 2 5x – 8 10x + 35 4x + 10 Isótopo do 4120Ca Isótono do 4119K Xé

OS NOVOS MODELOS ATÔMICOS

Depois de Rutherford ter proposto seu modelo, os cientistas direcionaram seus estu-dos para a distribuição estu-dos elétrons na elestrofera. Fizeram progressos levando em conta conhecimentos anteriores. Há muito tempo os químicos já sabiam que os compostos de sódio emitem uma luz amarela quando submetidos a uma chama. Em 1855, Robert Bunsen verificou que diferentes elementos, submetidos a uma chama, produziam cores diferentes.

O estudo da luz conseguida dessa maneira permitiu a obtenção dos chamados espectros descontínuos, característicos de cada elemento. A cada cor desses espectros foi associ-ada certa quantidade de energia.

Em 1913, Niels Böhr (1885-1962) propôs um novo modelo atômico, relacionando a distribuição dos elétrons na eletrosfera com sua quantidade de energia.

O MODELO ATÔMICO DE BÖHR

Esse modelo baseia-se nos seguintes postulados:

1.Os elétrons descrevem órbitas circulares ao redor do núcleo.

2.Cada uma dessas órbitas tem energia constante (órbita estacionária). Os elétrons que estão situados em órbitas mais afastadas do núcleo apresentarão maior quantidade de energia.

3.Quando um elétron absorve certa quanti-dade de energia, salta para uma órbita mais energética. Quando ele retorna à sua órbita original, libera a mesma quantidade de energia, na forma de onda eletromag-nética (luz).

Essas órbitas foram denominadas níveis de energia. Hoje são conhecidos sete níveis de energia ou camadas, denominadas K, L, M, N, O, P e Q.

Elementos diferentes produzem luz com cores diferentes.

As cores brilhantes dos fogos de artifício são produzidas pela queima de diferentes elemen-tos químicos. Hidrogênio Cálcio Sódio Na (sódio) Sr (estrôncio) K (potássio) Cu (cobre) Assim como um sapo não pode saltar meio degrau, ou seja, números fracionários de de-graus, um elétron, ao receber energia, só pode "saltar" um número inteiro de níveis. C E D O C C E D O C