ÁTOMO - propriedades ligações com isótopos

ÁTOMO
PROPRIEDADES
LIGAÇÕES

Número de Massa (A)
É a SOMA do número de PRÓTONS (p),
ou NÚMERO ATÔMICO (z), e o número
de NÊUTRONS (n).
𝐴 = 𝑝 + 𝑛 𝐴 = 𝑧 + 𝑛
ou
Próton
Nêutron
Elétron
A Massa atômica está praticamente toda
concentrada no núcleo, visto que a massa do
elétron é desprezível se comparada com a do
próton ou a do nêutron.
No nosso exemplo, temos:
p = 4 e n = 5. Então:
𝐴 = 𝑝 + 𝑛 ⇒ 𝐴 = 4 + 5
Logo: 𝐴 = 9

X
Z
A
X
Z
A
ou
C
6
12
Cl
17
35
Representação de um Elemento Químico
De acordo com a IUPAC (União Internacional de Química Pura e
Aplicada), devemos indicar o número atômico (Z) e o número
de massa (A) junto ao símbolo de um elemento químico ao
representá-lo.
EXEMPLOS
NOME DO ELEMENTO Carbono Ferro Cloro
NÚMERO DE MASSA (A) 12 56 35
NÚMERO ATÔMICO (z) 6 26 17
NÚMERO DE PRÓTONS (p) 6 26 17
NÚMERO DE ELÉTRONS (e) 6 26 17
NÚMERO DE NÊUTRONS (n) 6 30 18
Fe
26
56

Próton
+
Nêutron
0
Elétron
–
+
+
+
+
–
–
Be
4
8 2+
íon CÁTION –
PERDEU dois
elétrons – ficou
POSITIVO
–
–
+
+
+
+
+
++
+
–
–
–
–
–
–
–
–
íon ÂNION –
GANHOU dois
elétrons – ficou
NEGATIVO
Íons
Elementos químicos que possuem números diferentes
de prótons e elétrons, perderam ou ganharam elétrons,
gerando uma diferença de cargas.
O
8
16 2–

Elementos ISÓTOPOS
Elementos químicos com os MESMOS NÚMEROS ATÔMICOS, porém com
NÚMEROS DE MASSA DIFERENTES (pois possuem diferentes números de
nêutrons).
NOME DO ELEMENTO Cloro Cloro
NÚMERO DE MASSA (A) 35 37
NÚMERO ATÔMICO (z) 17 17
NÚMERO DE PRÓTONS (p) 17 17
NÚMERO DE ELÉTRONS (e) 17 17
NÚMERO DE NÊUTRONS (n) 18 20
Cl
17
35
Cl
17
37
EXEMPLO

Alguns isótopos recebem nomes diferentes
entre si.
EXEMPLO
NOME DO ELEMENTO Hidrogênio 1 Hidrogênio 2 Hidrogênio 3
NOME ESPECIAL
MONOTÉRIO DEUTÉRIO TRITÉRIO
Hidrogênio
leve
Hidrogênio pesado Trítio
NÚMERO DE NÊUTRONS 0 1 2
H
1
1
H
1
2
H
1
3

Elementos ISÓBAROS
Elementos químicos com os MESMOS NÚMEROS DE MASSA, porém com
NÚMEROS ATÔMICOS DIFERENTES.
NOME DO ELEMENTO Cálcio Potássio
Ca
20
40
K
19
40
EXEMPLO

Elementos ISÓTONOS
Elementos químicos com os MESMOS NÚMEROS DE NÊUTRONS, porém
com NÚMEROS ATÔMICOS e NÚMEROS DE MASSA DIFERENTES.
NOME DO ELEMENTO Cálcio Potássio
Ca
20
40
K
19
39
EXEMPLO

Elementos ISOELETRÔNICOS
Elementos químicos com os MESMOS NÚMEROS DE ELÉTRONS.
NOME DO ELEMENTO Sódio Oxigênio Neônio
NÚMERO DE NÊUTRONS (n) 12 8 10
EXEMPLO
Ne
10
20
Na
11
23 +
O
8
16 2-

Nome
Região do
átomo
Símbolo Carga (C)
Massa
relativa
ao
próton
Massa (g)
Elétron Eletrosfera e -1,6x10-19 1/1840 9,11x10-28
Próton Núcleo p 1,6x10-19 1 1,67x10-24
Nêutron Núcleo n 0 1 1,67x10-24
Principais características das
partículas elementares do átomo
Imagem: SEE-PE

Lembremos, inicialmente, que o potencial de ionização
é a energia requerida para retirar um elétron do átomo
(PI) e a afinidade eletrônica é a energia liberada quando
um átomo recebe um elétron (AE):

precisa de 2080 J.mol-1 para que um
elétron seja retirado e para receber um
elétron, precisaria ainda de 29 J.mol-1

Como Surgiu a Matéria?
A energia dobra-se sobre si mesma, pela ação da gravidade, ganhando em
velocidade à medida que este processo avança.

Desativação da Antimatéria
Terra –Anel de Antimatéria

Comportamento Atômico
Psicologia do átomo....

A eletronegatividade é uma propriedade periódica dos
elementos que indica a tendência que cada um tem de
atrair os elétrons em uma ligação química.

ASSUNTO
2. Ligação química nos sólidos
- Energias e forças de ligações
- Ligações interatômicas primárias
- Ligação de Van der Waals

TIPOS DE LIGAÇÕES
 Metálica
 Forma-se com átomos de baixa
eletronegatividade (apresentam
no máximo 3 elétrons de
valência)
 Então, os elétrons de valência
são divididos com todos os
átomos (não estão ligados a
nenhum átomo em particular) e
assim eles estão livres para
conduzir
 A ligação metálica não é
direcional porque os elétrons
livres protegem o átomo
carregado positivamente das
forças repulsivas eletrostáticas
 A ligação metálica é geralmente
forte (um pouco menos que a
iônica)= 20-200 Kcal/mol
Elétrons de valência
Átomo+elétrons das camadas mais internas

TIPOS DE LIGAÇÕES
 Covalente  Os elétrons de valência são
compartilhados
 Forma-se com átomos de alta
eletronegatividade
 A ligação covalente é
direcional e forma ângulos
bem definidos (apresenta um
certo grau de ligação iônica)
 A ligação covalente é forte =
125-300 Kcal/mol
 Esse tipo de ligação é comum
em compostos orgânicos, por
exemplo em materiais
poliméricos e diamante.
Ex: metano (CH4)

CONSIDERAÇÕES SOBRE LIGAÇÃO IÔNICA
E COVALENTE
 Muito poucos compostos exibem ligação iônica e covalente
puras
 A maioria das ligações iônicas tem um certo grau de
ligação covalente e vice –versa transferem e
compartilham elétrons
 O grau do tipo de ligação depende da eletronegadividade
dos átomos constituintes.
 Quanto maior a diferença nas eletronegatividades mais
iônica é a ligação
 Quanto menor a diferença nas eletronegatividades mais
covalente é a ligação

Os átomos de carbono na grafita também são unidos fortemente através
de ligações covalentes, mas só dentro de um plano, diferentemente da
rede 3D das ligações do diamante. Estes planos de átomos de carbono
simplesmente empilham-se uns sobre os outros, sendo as forças de
união entre os planos, muito fracas. Os planos de átomos de carbono
podem então deslizar facilmente uns sobre os outros, e por isto a grafita
é importante lubrificante!
GRAFITA
DIAMANTE
Ligação fraca
Ligação forte

NANOTUBOS DE CARBONO
 Foi descoberto em 1991 por um
japonês
 São 100 mil vezes mais finos que um
fio de cabelo
 A espessura é de apenas um átomo
 O diâmetro é de cerca de um
nanômetro — a bilionésima parte do
metro
 Possuem a maior resistência
mecânica dentre todos os materiais
conhecidos — não quebram nem
deformam quando dobrados ou
submetidos à alta pressão.
 Destacam-se também como dos
melhores condutores de calor que
existem e, para completar, podem ser
capazes de transportar eletricidade
Fonte: B.Piropo

TIPOS DE LIGAÇÕES
 Intermoleculares
 Metálica
 Covalente
 Iônica
 São ligações secundárias ou
físicas
 A polarização (formação de
dipólos) devido a estrutura da
ligação produz forças atrativas
e repulsivas entre átomos e
moléculas
 A ligação de van der Waals não
é direcional
 A ligação é fraca< 10 Kcal/mol
 Exemplo desse tipo de ligação
acontece entre átomos de H e
em estrut. moleculares e
moléc. polares
A ligação é gerada por pequenas assimetria
na distribuição de cargas

Ligação Intermolecular
 A molécula de água apresenta
polarização de carga (formação de
dipólos): positiva proxima aos
átomos de H e negativa onde os
elétrons de valência do oxigênio
estão localizados
 Isto produz forças entre as
moléculas, fazendo com que as
mesmas tendam a alinhar-se os
pólos negativos com positivos.
Como o angulo de ligação 109,5o, as
moléculas formam uma estrutura
quase hexagonal (veja figura)
 O gelo tem estrutura hexagonal
devido a este tipo de ligação. Ë
menos denso por isso flutua sobre a
água.
á
g
u
a

As forças de van der Waals se
diferenciam das ligações de hidrogênio
e das interações dipolo-dipolo por
serem mais fracas em comparação a
estas.
Em uma molécula apolar, em um
instante em que sua nuvem eletrônica
estiver mais deslocada para um dos
pólos da molécula pode-se dizer que
se formou um dipolo instantâneo que
gera uma pequena força intermolecular
de atração. Ou seja, por um pequeno
espaço de tempo apareceram dois
pólos na molécula.
"Full, Adhesive force of a single
gecko foot-hair" (Autumn, K. et al.,
Nature 405, 681-685 (2000))
VAN DER WAALS

 Dipolo de Ligação: Momento dipolar relativo
entre dois átomos da ligação.

O momento de dipolo é uma grandeza vetorial, por isso
possui módulo, direção e sentido.

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