INTRODUÇÃO À QUÍMICA - CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA.

INTRODUÇÃO À QUÍMICA 

CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA.

Toda matéria é formada por partículas muito pequenas. Essas partículas chamaram de átomo.

ÁTOMO – É uma partícula indivisível.

Há cerca de 2,5 mil anos, o filósofo grego Demócrito disse que se dividirmos a matéria em pedacinhos cada vez menores, chegaremos a grãozinhos indivisíveis, que são os átomos (a = não e tomo = parte). Em 1897, o físico inglês Joseph Thompson (1856-1940) descobriu que os átomos eram divisíveis: lá dentro havia o elétron, partícula com carga elétrica negativa.

Em 1911, o neozelandês Ernest Rutherford (1871-1937) mostrou que os átomos tinham uma região central compacta chamada núcleo e que lá dentro encontravam-se os prótons, partículas com carga positiva.

Em 1932, o físico inglês James Chadwick (1891-1974) descobriu o nêutron, partícula neutra, companheira do próton no núcleo atômico.

No início dos anos 60, os cientistas já achavam que prótons e nêutrons eram formados por partículas ainda menores. Murray Gell-Mann, nascido em 1929 sugere a existência dos quarks, que seriam essas partículas menores. Os quarks são mantidos juntos por outras partículas denominadas gluons.

Acreditava-se, na Antiguidade, que os átomos eram indivisíveis e maciços. No século XX ficou provado que os átomos são formados por outras partículas. São três partículas fundamentais: elétrons, prótons e nêutrons.

O átomo se divide em duas partes: o núcleo e a eletrosfera. Os prótons e nêutrons ficam no núcleo do átomo e os elétrons ficam na eletrosfera.

Essas partículas são caracterizadas pelas suas cargas elétricas. O elétron tem carga -1 e massa desprezível (sendo aproximadamente 1/1836 a massa do próton). A massa do próton seria então igual a 1 e a carga +1. O nêutron não possui carga elétrica e sua massa é igual a do próton.

Observe a tabela entre as relações de massa das partículas fundamentais do átomo. Adota-se como padrão o próton com massa igual a 1:

PARTÍCULA	MASSA	CARGA ELÉTRICA
p	1	+1
n	1	0
é	1/1836	-1

Note que a massa do elétron é 1.836 vezes menor que a do próton, por isso desconsidera-se a sua massa.

Tamanho do Átomo

O tamanho do átomo é medido em angstrons (Å).

1 angstron = 10^-10metros

O diâmetro médio do núcleo de um átomo fica entre 10^-4 Å e 10^-5 Å e o da eletrosfera é de 1Å.

A eletrosfera de um átomo é entre 10000 e 100000 vezes maior que o seu núcleo. Essa diferença de tamanho nos leva a admitir que o átomo é quase feito de espaço vazio.

Em termos práticos, se o núcleo tivesse o tamanho de uma bola de tênis, o primeiro elétron estaria a uma distância de 1 km.

Camadas Eletrônicas / Níveis de Energia

Na eletrosfera, os elétrons giram em torno do núcleo ocupando o que chamamos de NÍVEIS DE ENERGIA ou CAMADAS ELETRÔNICAS. Cada nível possui um número inteiro de 1 a 7 ou pelas letras maiúsculas K,L,M,N,O,P,Q. Nas camadas, os elétrons se movem e quando passam de uma camada para outra absorvem ou liberam energia.

Quando um elétron salta para uma camada mais interna ele libera energia.

Quando um elétron salta para uma camada mais externa ele absorve energia.

A energia emitida é em forma de luz. Chamamos essa energia de “quantum” de energia. O “quantum” também é chamado de fóton.

Cada camada eletrônica pode conter certo número máximo de elétrons.

Observe a tabela:

NOME DA CAMADA	NÍVEL	Nº MÁX. DE É NA CAMADA.
K	1	2
L	2	8
M	3	18
N	4	32
O	5	32
P	6	18
Q	7	8

O número de camadas ou níveis de energia varia de acordo com o número de elétrons de cada átomo.

Em todo átomo (exceto o paládio – Pd) o número máximo de elétrons em uma camada K só suporta 2 elétrons.

A penúltima camada deve ter no máximo 18 elétrons.

Para os átomos com mais de 3 camadas, enquanto a penúltima não estiver com 18 elétrons, a última terá no máximo 2 elétrons.

Observe algumas distribuições:

H (hidrogênio) nº de é = 1       K=1

K (potássio) nº de é = 19         K = 2   L=8   M = 8  N = 1

Be (berílio) nº de é = 4             K = 2   L = 2

Zr (zircônio) nº de é = 40         K = 2    L = 8  M = 18   N = 10   O = 2

Número Atômico (Z)

Cada átomo possui o seu número atômico. Ele indica o número de elétrons e prótons do átomo. Se ele estiver com sua carga elétrica zero ele está neutro, ou seja, é um átomo neutro.

O número atômico é indicado pela letra (Z).

Número Atômico é o número de prótons e elétrons (átomo neutro) que existem no átomo.

Exemplos:

Na (sódio) Z=11

He (hélio) Z=2

V (vanádio) Z=23

Br (bromo) Z=84

Po (polônio) Z=84

Pode-se dizer que o número atômico é igual ao número de prótons do núcleo. Se o átomo for neutro, é igual ao número de elétrons também.

Z = p = é

Número de Massa (A)

Número de massa é o peso do átomo. É a soma do número de prótons (Z) e de nêutrons (n) que existem num átomo.

A = p + n       ou      A = Z + n

É este número que informa se o átomo é mais “leve” ou mais “pesado”. São os prótons e nêutrons quem dão a massa do átomo, já que os elétrons são muito pequenos, com massa desprezível em relação a estas partículas.

Exemplos:

Na (sódio) A = 23

Se o Na tem A = 23 e Z = 11, qual o número de n (nêutrons)?

A = 23

Z = p = é     

A = p + n

23 = 11 + n

n = 12 

A partir do Z, temos o número de prótons e de elétrons do átomo. A partir da fórmula A = p + n, isolamos o n para achá-lo, substituindo o A e o p na fórmula. Então podemos utilizar também a fórmula:

n = A – p

Observe o modelo:

a) K (potássio)

A = 39

Z = 19

p = 19

é = 19

n = 20

Encontramos estes valores na Tabela Periódica dos Elementos. Toda tabela possui a sua legenda informando o número atômico e o número de massa. Aplicando a fórmula correta, conseguimos encontrar o valor de nêutrons.

ÍON

O átomo que possui p = é, ou seja, o número de prótons igual ao número de elétrons é eletricamente neutro.

Átomo neutro = p = é

Se o átomo tiver elétrons a mais ou a menos, então não será mais um átomo neutro. Este átomo passará a ser chamado de ÍON.

Íon = p ≠ é

Íon é um átomo que perde ou ganha elétrons. Ele pode ficar negativo ou positivo. Então:

Íon positivo (+) doa elétrons – íon cátion. Ex. Na⁺

Íon negativo (-) recebe elétrons – íon ânion. Ex. Cl^-

Quando um cátion doa elétrons, ele fica positivo.

Quando um ânion ganha elétrons, ele fica negativo.

ISÓTOPO, ISÓBARO E ISÓTONO.

Se observarmos o número atômico, números de massa e de nêutrons de diferentes átomos podem encontrar conjuntos de átomos com outro número igual.

Os isótopos são átomos que possuem o mesmo número de prótons (p) e diferente número de massa (A).

Exemplo: o hidrogênio (H)

¹H                   ²H              ³H

¹                      ¹                ¹

hidrogênio     deutério    trítio

Z = 1             Z = 1         Z = 1

A = 1            A = 2         A = 3

Este fenômeno é muito comum na natureza. Quase todos os elementos químicos naturais são formados por mistura de isótopos.

Os isóbaros são átomos que possuem o mesmo número de massa (A) e diferente número de prótons.

Exemplo:

⁴⁰K                        ⁴⁰Ca

^{19                            20}

A = 40               A = 40

Z = 19               Z = 20

São átomos de elementos químicos diferentes, mas que tem o mesmo número de massa.

Os isótonos são átomos que possuem o mesmo número de nêutrons e com diferentes números de prótons e de massa. São átomos de diferentes elementos químicos.

Exemplo:

A = ³⁷Cl                  A = ⁴⁰Ca

Z = 17                     Z = 20

__________           __________

n = 20                        n = 20

Os isótonos têm propriedades químicas e físicas diferentes.

ELEMENTOS QUÍMICOS E SÍMBOLOS.

Elemento Químico é o conjunto de todos os átomos com o mesmo número atômico (Z).

O número atômico (Z) identifica o elemento. Esta proposta foi feita por Moseley, em 1914.

Cada elemento químico é representado por um símbolo. Em geral, o símbolo do elemento deve ser a letra inicial do seu nome, em letra de imprensa maiúscula.

H – hidrogênio

F – flúor

O – oxigênio

I – iodo

C – carbono

N – nitrogênio

B – boro

Outros são seguidos pela segunda letra do elemento.

Co – cobalto

Cr – crômio

Cu – cobre

Cs – césio

Ca – cálcio

Cl – cloro

Cd – cádmio.

Outros têm o seu símbolo derivado do seu nome em latim.

Na (natrium) – sódio

K (kalium) – potássio

S (sulfur) – enxofre

P (phosphoros) – fósforo

Ag (argentum) – prata

Au (aurum) – ouro

Cu (cuprum) – cobre

Sn (stannum) – estanho

Pb (plumbum) – chumbo

Hg (hydrargyrium) - mercúrio

O símbolo representa o átomo do elemento químico.

A representação (notação) é feita colocando o símbolo do elemento, o número atômico Z à esquerda e abaixo do símbolo e o número de massa (A) à esquerda ou direita acima do símbolo.

Veja o modelo:

^AX             X^A

^{Z             Z}   

Observe os exemplos:

⁴⁰Ca     ou     Ca^{40                    56}Fe          ou      Fe⁵⁶

^{20                20                            27                      27}                           

MASSA ATÔMICA.

A massa atômica do átomo é expressa em u. Indicam quantas vezes a massa do átomo é maior que 1/12 da massa do átomo de carbono (A =12).

Quando medimos uma grandeza, comparamos com outra como referência. Para medir a massa do nosso corpo utilizamos o quilograma (kg) como unidade padrão. Se a pessoa tem massa igual a 80 kg significa que a sua massa é 80 vezes maior que a massa de 1 kg.

A Química, na prática, não se interessa em saber a massa de um átomo isolado, mas para a ciência, é importante saber a massa dos átomos comparados com a massa de outro átomo tomado como padrão. O carbono então foi o elemento que tem sua massa padronizada (A =12).

A massa de um átomo é expressa empregando uma unidade muito pequena chamada unidade de massa atômica (u). Antigamente, usava-se a sigla u.m.a para esta unidade.

Uma unidade de massa atômica (u) é 1/12 da massa de um átomo de carbono (A=12). Isso equivale estabelecer o valor 12u como sendo a massa de um átomo de carbono (A=12).

Massa Atômica é a massa do átomo expressa em u. Indica quantas vezes a massa do átomo é maior que 1/12 da massa do átomo de carbono (A=12).

Quando se afirma que a massa de um elemento X é igual a 24u, significa que a sua massa é 24 vezes maior que a massa de 1/12 do átomo do carbono (A=12). Em outras palavras, a massa atômica do elemento X é duas vezes a massa atômica do carbono.

Tabela com alguns elementos químicos e seus números atômicos e massas atômicas:

ELEMENTO	SÍMBOLO	NÚMERO ATÔMICO	MASSA ATÔMICA
ENXOFRE	S	16	32,06
OXIGÊNIO	O	8	16,00
SÓDIO	Na	11	23,00
ALUMÍNIO	Al	13	26,98154
CÁLCIO	Ca	20	40,08
HÉLIO	He	2	4,00260
IODO	I	53	126,9045
COBRE	Cu	29	63,55

Massa Atômica e seus Isótopos.

O número atômico e o número de massa sempre são números inteiros, mas com a massa atômica isso não acontece.

A massa atômica de um elemento químico é baseada na média ponderada das massas de seus isótopos em unidades de massa atômica (u). Isto quer dizer que há vários isótopos na natureza e é feito um cálculo, uma média ponderada, que leva em consideração as abundâncias relativas desses isótopos, para ser usado como a massa atômica.

Então, a massa atômica é uma média dos diversos isótopos que existem na natureza sendo levada em consideração a sua quantidade existente.

Exemplo:

Na natureza há dois tipos de cobre (com massas diferentes).

69,09% de cobre (A=63), com massa atômica = 62,93u

30,91% de cobre (A=65), com massa atômica = 64,93u

Qual massa destes cobres é tida como referência e colocada na Tabela Periódica?

Devemos fazer a média ponderada destes isótopos:

(69,09 x 62,93)+(30,91 x 64,93)         

_____________________________ = 63,55u

                        100

TABELA PERIÓDICA.

A partir do século XIX, cientistas começaram a perceber que os elementos químicos poderiam ser agrupados em colunas, formadas pela reunião de elementos com propriedades semelhantes.

O número de elementos químicos conhecidos pelo homem aumentou com o passar dos séculos, principalmente no XIX.

Observe a tabela:

ATÉ O FINAL DO SÉCULO:	Nº DE ELEMENTOS QUÍMICOS
XVI	14
XVII	33
XIX	83
XX	112

Alguns elementos que já eram conhecidos antes de 1650, como Ag, C, As, Au, Hg, Pb, Sn, Sb, Cu, S.

Depois de tantos químicos tentarem classificar os elementos químicos, Dimitri Ivanovitch Mendeleyev foi o que mais se destacou. Seu trabalho em classificar os elementos é usado até hoje. Ele criou uma tabela periódica dos elementos, que serviu de base para organizar a que temos hoje.

Mendeleyev observou que há uma periodicidade das propriedades quando os elementos químicos eram colocados em ordem crescente de suas massas atômicas.

Lei da periodicidade – muitas propriedades físicas e químicas dos elementos variam periodicamente na sequência de seus números atômicos.

Como utilizar a Tabela Periódica?

Cada quadro da tabela fornece os dados referentes ao elemento químico: símbolo, massa atômica, número atômico, nome do elemento, elétrons nas camadas e se o elemento é radioativo.

As filas horizontais são denominadas períodos. Neles os elementos químicos estão dispostos na ordem crescente de seus números atômicos. O número da ordem do período indica o número de níveis energéticos ou camadas eletrônicas do elemento.

A tabela periódica apresenta sete períodos:

1º período – 2 elementos

2º período – 8 elementos

3º período – 8 elementos

4º período – 18 elementos

5º período – 18 elementos

6º período – 32 elementos

7º período – até agora 30 elementos

As colunas verticais constituem as famílias ou grupos, nas quais os elementos estão reunidos segundo suas propriedades químicas.

As famílias ou grupos vão de 1 a 18. Algumas famílias possuem nome, como por exemplo:

1 – alcalinos

2 – alcalinos terrosos

13 – família do boro

14 – família do carbono

15 – família do nitrogênio

16 – família dos calcogênios

17 – família dos halogênios

18 – gases nobres.

Da família 1 e 2 e 13 até 18 chamamos de elementos representativos.

Da família do 3 até 12 chamamos de elementos de transição.

Os elementos que ficam na série dos lantanídeos e actinídeos são os elementos de transição. Como eles estão no grupo 3, como se estivessem numa “caixinha” para dentro da tabela, são chamados de elementos de transição interna. E os demais são chamados de elementos de transição externa. 

Os elementos químicos estão reunidos em três grandes grupos: metais, não metais e gases nobres. O hidrogênio (H) não se encaixa em nenhuma dessas classificações porque possui características próprias. Algumas tabelas mostram esta divisão.

Os metais são elementos químicos que possuem várias propriedades específicas, como brilho, condutividade térmica e elétrica, maleabilidade e ductibilidade. Todos os metais são sólidos à temperatura de 25ºC e pressão de 1atm, exceto o mercúrio (Hg) que é líquido nestas condições.

Quase todos os metais têm brilho, pois são capazes de refletir muito bem a luz. Ouro, prata e alumínio são exemplos de metais com muito brilho.

Os metais são bons condutores elétricos. Como em geral apresentam ductibilidade, ou seja, podem ser reduzidos a fios, são usados como tal na condução de eletricidade.Os metais conduzem bem o calor. Nem sempre um metal puro apresenta as propriedades desejáveis para determinadas aplicações. Por isso são produzidas as ligas metálicas, onde dois ou mais metais são misturados. São exemplos o bronze e o latão. O bronze é uma mistura de cobre, estanho e o latão é resultado da mistura de cobre e zinco.

A maioria das ligas é formada por dois ou mais metais, mas algumas contêm não metais, como o carbono. A liga mais usada desse tipo é o aço.

Os não metais são maus condutores de eletricidade, quase não apresentam brilho, não são maleáveis e nem dúcteis. Tendem a formar ânions (íons negativos).

Os gases nobres ou inertes, ou ainda raros, constituem cerca de 1% do ar. É muito difícil se conseguir compostos com estes gases. Raramente eles reagem porque são muito estáveis. Suas camadas exteriores estão completamente preenchidas de elétrons. Estão todos no grupo 18 da tabela periódica.

Na tabela periódica atual, existem elementos naturais e artificiais.

Os naturais são os elementos encontrados na natureza e os artificiais são produzidos em laboratórios.

Dois estão localizados antes do urânio (U-92), os chamados elementos cisurânicos, que são o tecnécio (Tc – 43) e o promécio (Pm – 61). Outros elementos artificiais vêm depois do urânio, chamamos de transurânicos que são todos os outros após o U – 92. Dentre eles: Pu, Am, Bk, Fm, No, Sg, Ds.