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Leucipo e Demócrito (~450 a.C.)
4
Dalton
Modelo “Bola de bilhar”
Esfera maciça indestruDvel
Esfera homogênea
5
Thomson
Modelo “pudim de passas”
Descoberta do elétron
6
Rutherford
• Modelo “Planetário”
• Descobriu o núcleo.
• Átomo imenso vazio.
• Núcleo 10.000 x menor que o átomo.
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Rutherford
• Modelo “Planetário”
• Descobriu o núcleo.
• Átomo imenso vazio.
• Núcleo 10.000 x menor que o átomo.
Modelo atômico de Bohr (1913) Explica os níveis de energia
Postulados de Bohr - Os elétrons nos átomos descrevem sempre órbitas circulares ao redor do núcleo, chamadas de camadas ou níveis de energia.
- Cada um desses níveis possui um valor determinado de energia (estados estacionários).
Postulados de Bohr
Classificação dos Elementos
Período
Família
Estrutura da Tabela Periódica v Períodos: são as linhas horizontais, definem o número de camadas dos elementos.
v Grupos ou Famílias: são as linhas ver6cais, definem o número de elétrons da camada de valência.
Propriedades Periódicas RAIO ATÔMICO:
• Cresce com o aumento do número de camadas.
• Quando o número de camadas é igual , diminui com o aumento do número atômico.
H He
Li
Na
F
He
Fr
Propriedades Periódicas
X(g) + Energia → X+(g) + e- (endotérmica)
Li+ Li
+ e-
E1
Na Na+
+ e-
E2
POTENCIAL OU ENERGIA DE IONIZAÇÃO: é a energia necessária para re6rar um elétron do átomo no seu estado gasoso
He
Fr
Propriedades Periódicas AFINIDADE ELETRÔNICA: é a energia liberada quando um átomo ganha um elétron, no estado gasoso.
Observações:
1) A afinidade eletrônica numericamente é igual ao potencial de ionização.
2) Os gases nobres apresentam afinidade eletrônica igual a zero.
X(g) + e- → X-(g) + Energia (exotérmica)
F
Fr
Propriedades Periódicas Eletropositividade: mede a tendência do elemento em perder elétrons, define o seu caráter metálico.
F
Fr
Eletronegatividade: mede a tendência do elemento em ganhar elétrons, define o seu caráter ametálico.
F
Fr
Substância Pura
Sistemas Materiais
Simples Simples Composta
Substância Pura
Homogênea
Mistura
Heterogênea
Sistemas Materiais
Substâncias Puras
SIMPLES COMPOSTA
Cu
CaCO3
MISTURAS
HETEROGÊNEA HOMOGÊNEA solução
FENÔMENO QUÍMICO
Combustão do álcool eIlico
H3C- CH2- OH + 3O2 → 2CO2 + 3H2O
Reagentes Produtos
v O fenômeno químico transforma a natureza íntima da matéria.
SÓLIDO LÍQUIDO GASOSO
SUBLIMAÇÃO
FUSÃO
CONDENSAÇÃO
VAPORIZAÇÃO
SOLIDIFICAÇÃO
Estados Msicos da matéria
S
L
L e G G
T°C
100
0
-‐ 20 tempo
S e L
LIGAÇÕES QUÍMICAS ü Conceito Geral: Combinação entre
átomos, moléculas e íons onde cada espécie química procura uma maior estabilidade.
Menos estáveis
Mais estáveis
Átomos isolados
Átomos ligados
Energia
LIGAÇÃO IÔNICA
ü Definição: elétrons são transferidos de um átomo para outro dando origem a íons de cargas contrárias que se atraem.
Exemplo: formação do cloreto de sódio – NaCl.
Na (Z = 11) → 1s2) 2s2, 2p6) 3s1
Cl ( Z = 17) → 1s2) 2s2, 2p6) 3s2, 3p5
Na+ Cl- Na Cl
Características dos Compostos Iônicos
ü Sólidos a temperatura ambiente.
ü Ponto de Fusão e Ebulição muito elevados.
ü Conduzem corrente elétrica fundidos ou em solução aquosa.
ü Melhor solvente é a água.
LIGAÇÃO COVALENTE OU MOLECULAR
ü Definição: Ocorre através do compar6lhamento de um par de elétrons entre átomos que possuem pequena ou nenhuma diferença de eletronega6vidade.
COMPARTILHAMENTO DE ELÉTRONS
Características dos Compostos Moleculares
ü Sólidos, líquidos ou gasosos a temperatura ambiente.
ü Ponto de Fusão e Ebulição inferiores aos dos compostos iônicos.
ü Bons isolantes: térmico e elétrico.
Hibridização do Carbono
Hibridização Estrutura
Sp3
l – C –
l
Sp2 – C = l
Sp – C ≡ ou =C=
Geometria Molecular
• O Apo de geometria pode ser definido através da seguinte tabela: Nº de Átomos Átomo Central Geometria
2 -------- Linear (180º) 3 Com eletrons livres Angular
3 Sem eletrons livres Linear
4 Com eletrons livres Piramidal
4 Sem eletrons livres Trigonal
5 -------- Tetraedrica(109º 28’)
Polaridade das Ligações Ligação covalente apolar:
Ligação covalente polar:
H2 →
HCl →
H H
H Cl δ+ δ-‐
LIGAÇÕES INTERMOLECULARES v DEFINIÇÃO: ligações entre as moléculas de
substâncias no estado sólido ou líquido.
v Tipos de ligações intermoleculares:
1) Van de Waals
Dipolo instantâneo: Moléculas apolares
Dipolo permanente: Moléculas polares sem H-FON.
2) Ligação de Hidrogênio: ocorrem entre moléculas fortemente polarizadas, quando o H se encontra ligado aos átomos de F, O e N.
LIGAÇÃO METÁLICA v Definição: ligações entre átomos de metais que formam reIculos cristalinos de cá6ons fixos unidos por uma nuvem de elétrons livres da camada de valência.
Retículo Cristalino
Ø Ácidos: substâncias que em meio aquoso se ionizam originando apenas cá6ons H+ (H3O+).
Ex.: HCl → H+ + Cl-
FUNÇÕES INORGÂNICAS
Ø Bases: Compostos iônicos que em meio aquoso se dissociam liberando exclusivamente ânions OH-.
Ex.: NaOH → Na+ + OH-
aq
Conceitos de Arrhenius: Óxidos e Sais
ü Óxidos: compostos binários onde o elemento mais eletronega6vo é o oxigênio.
Ex.: Fe2O3, SO3, Na2O, N2O, etc.
ü Sais: compostos iônicos que em meio aquoso se dissociam liberando pelo menos um cá6on diferente do H+ ou um ânion diferente do OH-.
Ex.: NaCl, K2Cr2O7, NaH2PO4, etc.
Diego Rodrigo
Diego Rodrigo
Composição: o C é o principal elemento, incluem também o H, N, O, S, P e ainda os halogênios.
Caracterís@cas: em geral os compostos orgânicos são covalentes apolares. A presença de um elemento diferente do C e H promovem uma certa polaridade na molécula.
Compostos Orgânicos
H H
Ex.: H – C – H H – C – OH
H H
Apolar Polar
v Classificação do Carbono:
Cadeias Carbônicas
l
l Primário: – C – C
l
l Secundário: C – C – C
l
l Terciário: C – C – C
C
C
l
l Quaternário: C – C – C
C
1) Ligação com outros átomos de C:
v Classificação do Carbono:
Cadeias Carbônicas
l
l sp3: – C –
l sp2: – C = sp: = C = ou – C ≡
v Classificação das Cadeias Carbônicas:
1) Normal Ramificada
l
l – C – C – C – C – C –
l
l l l l
l l l – C – C – C – C – C
l
l
l l l
l l l l CH3
l
2) Hibridização dos átomos de C:
Cadeias Carbônicas
2) Homogênea Heterogênea l
l – C – C – C –
l
l l
l l – C – O – C –
l
l l
v Classificação das Cadeias Carbônicas:
3) Saturada Insaturada
l
l – C – C – C – C – C –
l
l l l l
l l l – C – C = C – C – C
l
l
l
l l l l
l
Homocíclica Heterocíclica O
v Classificação das Cadeias Carbônicas:
Cadeias Carbônicas
4) Acíclica ou alifática Cíclica
l
l – C – C – C –
l
l l
l
5) Alicíclica Aromática
HIDROCARBONETOS
FUNÇÕES OXIGENADAS Definição: Compostos orgânicos com a presença do O.
H3C – C = O OH
H3C– C – CH3 O
H – C = O H
– OH
H3C = CH – OH
H3C – CH2 – OH
Exemplo
R – C = O OH
R – C – R’ O
R – C = O H
Ar – OH
R – OH
R – OH
Fórmula geral
– C – O Cetona
– OH (lig. Com núcleo Bz) Fenol
– C = O H Aldeído
– C = O OH
– OH (lig. com C dupla)
– OH (lig. com C saturado)
Grupo funcional
Ácido carboxílico
Enol
Álcool
FUNÇÃO
⎮ ⎮
⎮⎮ ⎮⎮
⎮ ⎮
⎮⎮
⎮
⎮
FUNÇÕES OXIGENADAS
R – O – R’
R – C = O O]–cátion
R – C = O Cl
R – C = O O
R’– C = O
R – C = O O – R’
Fórmula geral
H3C – O – CH3 – O – Éter
H3C– C = O Cl
– C = O Cl
Cloreto de ácido
H3C – C = O ONa
– C = O O]–cátion
Sal orgânico
– C = O O
– C = O
– C = O O –
Grupo funcional
Anidrido
Éster
FUNÇÃO
H3C – C = O O
H3C – C = O
H3C – C = O O – CH3
Exemplos
⎮
⎮
/
⎮
⎮
\ \
/
⎮
⎮
⎮
\
/
⎮
⎮
FUNÇÕES NITROGENADAS
R – NH2; R – NH; R – N – R
Fórmula geral
Amida
Imida
– NH2; – NH; – N –
Grupo funcional
Imina
Amina
FUNÇÃO CH3– CH2 – NH2 Amina primária
Exemplos
⎮ ⎮ ⎮ ⎮
= NH R = NH CH3 – CH = NH
– C = O NH2 \
R – C = O NH2 \
CH3 – C = O NH2
Amida primária
\
C = O R NH C = O
\ /
/ \
= NH Ligado a radical diacila
C = O H2C NH C = O
\ /
/ \
Nitro compostos
– NO ( – N = O)
– NO2 ( – N = O) O
R – NO
R – NO2
CH3 – CH2 – NO
CH3 – CH2 – NO2
Nitrilo (cianeto)
Isonitrilo (iso-cianeto)
– CN (– C ≡ N)
– NC (– N = C) →
CH3 – CH2 – CN
R – NC
R – CN
CH3 – CH2 – NC
BIOMOLÉCULAS
CARBOIDRATOS
CARBOIDRATOS
LIPÍDEOS
AMINOÁCIDOS
