Teoria atômico – Aula 1

Teoria atômico-molecular e grandezas químicas
Atualmente com o avanço da física nuclear e a criação de laboratórios como o LHC, não há
dúvidas, hoje, que toda a matéria que conhecemos seja formada por pequenas partículas
denominada átomos. A primeira ideia de átomos remonta a antiga Grécia pelos gregos Leucipo e
Demócrito(400 a.C.).
Em 1808, baseando-se em gigantes da química moderna como Lavoisier. John Dalton por meio de
experimentos fórmula uma teoria atômica tendo em vista as leis ponderais para explicar a
constituição da matéria. Essa teoria possibilitou a criação do primeiro modelo atômico e foi dita da
seguinte forma:
1.
Toda matéria é formada por átomos
2.
Em uma reação química, os átomos são indivisíveis, isto é, não podem ser divididos em duas
ou mais partes, e não podem ser criados e nem destruídos.
3.
Os átomos de um mesmo elemento são idênticos, ao passo que os átomos de elementos
diferentes apresentam diferenças em forma, tamanho, massa etc.
4.
Os átomos de um elemento não podem ser transformados em átomos de outros elementos.
5.
Uma reação química é a união ou separação de átomos que se combinam obedecendo a uma
relação de números inteiros e pequenos.
Apesar de uma grande inovação para a química do século XIX, tais leis foram propostas a partir de
trabalhos experimentais realizados antes que se tivesse conhecimento das fórmulas dos compostos
como conhecemos hoje. Deste modo, a teoria possuía princípios errôneos como a fórmula
molecular da água, por exemplo. A água como conhecemos é H2O , para Dalton era HO.
Um das contribuições importantes de John Dalton foi justamente na parte de reações químicas.
Dalton conseguia definir o que eram elementos e substâncias a partir das leis ponderais. E essas
definições são usadas ainda hoje, apesar de a teoria atômica ter evoluído com o passar dos anos.
Teoria atômico-molecular Dalton-Avogadro
A Hipótese de Avogadro, proposta em 1811 por Amedeo Avogadro, diz que: “Volumes iguais, de
quaisquer gases, nas mesmas condições de pressão e temperatura, apresentam a mesma quantidade
de substâncias em mol (moléculas).” Deste modo, a teoria de Dalton ficou enriquecida com a
hipótese de Avogadro, e passou a ser chamada de teoria atômico-molecular. Deste modo a teoria
Dalton-Avogadro ficou acrescida da seguinte maneira:
1. A matéria é constituída por átomos e moléculas.
2. As moléculas são constituídas por um número inteiro de átomos.
3. As moléculas das substâncias (N2 e H2, por exemplo) São formadas por átomo iguais( do mesmo
elemento).
4. As moléculas compostas são (NH3 e CO2) formadas por átomos de elementos diferentes.
5. As moléculas de uma mesma substância são iguais
6. As moléculas de diferentes substâncias diferentes são também diferentes.
Classificação da matéria
Átomos: É a unidade básica fundamental da matéria, indivisível.
Elemento químico: Conjunto de átomos com as mesmas propriedades químicas.
Substância pura: União de átomos, podendo ser simples ou composta. A simples é formada por um
ou mais átomos de um mesmo elemento químico. Já a composta é formada por dois ou mais
elementos químicos.
Molécula e aglomerado iônico: União estável de átomos com diferentes forças atrativas e
propriedades físico-químicas, sendo um tipo de substância pura.
Unidade de massa atômica e massa atômica relativa:
Pesar um único átomo ou molécula é uma tarefa, evidentemente, complicada em virtude das suas
dimensões bastante reduzidas e com massas quase que desprezíveis no sentido comum da palavra.
Para se ter uma ideia, um único átomo de chumbo que dos metais comuns é o mais pesado, tem a
massa menor do que um grama, ou seja a 3,438.10-22g. Por outro lado o átomo mais leve é o o de
hidrogênio pesa aproximadamente 1,67.10-24g. Mesmo as maiores moléculas existentes no mundo
da química irão possuir uma massa muito pequena. Seria bastante
inconveniente trabalhar com massa de moléculas ou átomos em
gramas. Para contornar esse transtorno foi criada uma escala
relativa para expressar massa dos átomos. Nela, a massa de um
átomo é sempre comparada à massa de um certo átomo escolhido
como padrão. E atualmente o padrão utilizado é o átomo de
carbono-12, pois é o isótopo mais frequentemente encontrado na
natureza. 1u= 1,66.10-24g.
Para calcular a massa de um átomo de chumbo nessa idade é necessário só fazer uma regra de três
simples como a seguir: 1u --- 1,66.10-24g
x---- 3,438.10-22g.
x= 207u.
Portanto, o valor 207u corresponde à massa atômica relativa do átomo de chumbo. Observe que é
um número muito mais comodo de se trabalhar e realizar cálculos.
Massa atômica relativa:
“É a massa de um átomo medida em unidades de massa atômica, levando-se em conta a ocorrência
dos isótopos na natureza.”
Por exemplo, há dois isótopos conhecidos do Cloro, sendo eles o Cloro-35 e o Cloro-37. O
primeiro, com massa atômica de 34,9689 u tem uma ocorrência na natureza em torno de 75,77%,
enquanto que o outro isótopo, de massa 36,96590 u, tem uma ocorrência de 24,23%. Dito de outra
forma, qualquer amostra de átomos de Cloro será átomos de Cloro-37. Sendo assim, a massa
atômica do elemento Cloro é:
Massa molecular (M): É a soma das massas atômicas relativas de todos os átomos que fazem parte
de uma molécula ou de uma fórmula iônica mínima.
Exemplo:
H20 = 2(1u) + 1(16u) = 18 u
C12H22O11 = 12(12u) + 22(1u) + 11(16u) = 342u
Massa molar (Mm): Correspondência entre unidade de massa atômica e gramas, quanto ao número
de moléculas em gramas por mol. O número de Avogadro (mol) é relação que existe entre
1𝑔⁄
1𝑢 =
6,02.1023. deste modo 1g de qualquer elemento químico representa em quantidade de matéria
6,02.1023.
Exemplo:
C6H12O6 = 180 g/mol
NaCl = 58,5 g/mol