Em formação

2.2: Átomos e Elementos - Biologia


O que você aprenderá a fazer: definir átomos e elementos

Você provavelmente está familiarizado com o conceito de átomos. Antes de entender as reações químicas, você deve primeiro entender como funcionam os átomos.

Ao longo dos anos, os cientistas usaram diferentes modelos para visualizar os átomos à medida que nossa compreensão mudou. Você pode estar familiarizado com alguns dos modelos da Figura 1. Neste curso, usamos amplamente o modelo de Bohr.

objetivos de aprendizado

  • Identifique os elementos comuns na matéria biológica
  • Explique a estrutura e os componentes de um átomo
  • Identifique as propriedades dos elementos em uma tabela periódica
  • Defina o termo isótopo

Elementos em matéria biológica

Em seu nível mais fundamental, a vida é feita de matéria. Matéria é qualquer substância que ocupa espaço e tem massa. Elementos são formas únicas de matéria com propriedades químicas e físicas específicas que não podem ser decompostas em substâncias menores por reações químicas comuns. Existem 118 elementos, mas apenas 92 ocorrem naturalmente. Os demais elementos são sintetizados em laboratórios e são instáveis.

Cada elemento é designado por seu símbolo químico, que é uma única letra maiúscula ou, quando a primeira letra já está “tomada” por outro elemento, uma combinação de duas letras. Alguns elementos seguem o termo inglês para o elemento, como C para carbono e Ca para cálcio. Os símbolos químicos de outros elementos derivam de seus nomes latinos; por exemplo, o símbolo para sódio é Na, referindo-se a natrium, a palavra latina para sódio.

Os quatro elementos comuns a todos os organismos vivos são oxigênio (O), carbono (C), hidrogênio (H) e nitrogênio (N). No mundo não vivo, os elementos são encontrados em diferentes proporções, e alguns elementos comuns aos organismos vivos são relativamente raros na Terra como um todo, conforme mostrado na Tabela 1. Por exemplo, a atmosfera é rica em nitrogênio e oxigênio, mas contém pouco carbono e hidrogênio, enquanto a crosta terrestre, embora contenha oxigênio e uma pequena quantidade de hidrogênio, tem pouco nitrogênio e carbono. Apesar de suas diferenças em abundância, todos os elementos e as reações químicas entre eles obedecem às mesmas leis químicas e físicas, independentemente de fazerem parte do mundo vivo ou não vivo.

Tabela 1. Porcentagem aproximada de elementos em organismos vivos (humanos) em comparação com o mundo não vivo
ElementoVida (humanos)AtmosferaCrosta da terrra
Oxigênio (O)65%21%46%
Carbono (C)18%vestígiovestígio
Hidrogênio (H)10%vestígio0.1%
Nitrogênio (N)3%78%vestígio

Átomos

Para entender como os elementos se unem, devemos primeiro discutir o menor componente ou bloco de construção de um elemento, o átomo. Um átomo é a menor unidade de matéria que retém todas as propriedades químicas de um elemento. Por exemplo, um átomo de ouro tem todas as propriedades do ouro por ser um metal sólido à temperatura ambiente. Uma moeda de ouro é simplesmente um grande número de átomos de ouro moldados na forma de uma moeda e contendo pequenas quantidades de outros elementos conhecidos como impurezas. Os átomos de ouro não podem ser decompostos em nada menor enquanto ainda retêm as propriedades do ouro.

Todos os átomos contêm prótons, elétrons e nêutrons (Figura 2). A única exceção é o hidrogênio (H), que é feito de um próton e um elétron.

UMA próton é uma partícula carregada positivamente que reside no núcleo (o núcleo do átomo) de um átomo e tem uma massa de 1 e uma carga de +1.

Nêutrons, como prótons, residem no núcleo de um átomo. Eles têm uma massa de 1 e são gratuitos.

Um elétron é uma partícula carregada negativamente que viaja no espaço ao redor do núcleo. Em outras palavras, ele reside fora do núcleo. Ele tem uma massa desprezível e uma carga de -1.

As cargas positiva (prótons) e negativa (elétrons) se equilibram em um átomo neutro, que tem uma carga líquida zero.

Como os prótons e nêutrons têm massa 1, a massa de um átomo é igual ao número de prótons e nêutrons desse átomo. O número de elétrons não é fatorado na massa total, porque sua massa é muito pequena.

Tente

Construa um átomo de prótons, nêutrons e elétrons e veja como o elemento, a carga e a massa mudam. Em seguida, jogue um jogo para testar suas idéias!

Um link para elementos interativos pode ser encontrado na parte inferior desta página.

Propriedades dos Elementos

Número atômico e massa

Cada elemento tem suas próprias propriedades exclusivas. Cada um contém um número diferente de prótons e nêutrons, dando a ele seu próprio número atômico e número de massa. o número atômico de um elemento é igual ao número de prótons que o elemento contém. o Número de massa é o número de prótons mais o número de nêutrons desse elemento. Portanto, é possível determinar o número de nêutrons subtraindo o número atômico do número de massa.

Esses números fornecem informações sobre os elementos e como eles reagirão quando combinados. Elementos diferentes têm pontos de fusão e ebulição diferentes e estão em estados diferentes (líquido, sólido ou gasoso) à temperatura ambiente. Eles também se combinam de maneiras diferentes. Alguns formam tipos específicos de vínculos, enquanto outros não. Como eles se combinam é baseado no número de elétrons presentes. Por causa dessas características, os elementos são organizados no Tabela Periódica dos Elementos, um gráfico dos elementos que inclui o número atômico e a massa atômica relativa de cada elemento. A tabela periódica também fornece informações importantes sobre as propriedades dos elementos (Figura 3) - geralmente indicadas por códigos de cores. A disposição da tabela também mostra como os elétrons em cada elemento são organizados e fornece detalhes importantes sobre como os átomos irão reagir entre si para formar moléculas.

Pergunta Prática

Complete a seguinte tabela com informações da tabela periódica

Nome do ElementoSímboloNúmero atômicoMassa atômica (arredondar para o número inteiro mais próximo)
Berílio[linhas da área de prática = ”1 ″] [/ área de prática][linhas da área de prática = ”1 ″] [/ área de prática][linhas da área de prática = ”1 ″] [/ área de prática]
[linhas da área de prática = ”1 ″] [/ área de prática][linhas da área de prática = ”1 ″] [/ área de prática]8[linhas da área de prática = ”1 ″] [/ área de prática]
[linhas da área de prática = ”1 ″] [/ área de prática]C[linhas da área de prática = ”1 ″] [/ área de prática][linhas da área de prática = ”1 ″] [/ área de prática]
[linhas da área de prática = ”1 ″] [/ área de prática][linhas da área de prática = ”1 ″] [/ área de prática][linhas da área de prática = ”1 ″] [/ área de prática]32
[linhas da área de prática = ”1 ″] [/ área de prática]N / D[linhas da área de prática = ”1 ″] [/ área de prática][linhas da área de prática = ”1 ″] [/ área de prática]

[Revelar-resposta q = ”581848 ″] Mostrar Tabela Concluída [/ revelar-resposta]
[resposta oculta a = ”581848 ″]

Nome do ElementoSímboloNúmero atômicoMassa atômica (arredondar para o número inteiro mais próximo)
BerílioSer49
OxigênioO816
CarbonoC612
EnxofreS1632
SódioN / D1123

[/ resposta oculta]

Interações de elemento

A forma como os elementos interagem entre si depende de como seus elétrons estão dispostos e de quantas aberturas para elétrons existem na região mais externa onde os elétrons estão presentes em um átomo. Os elétrons existem em níveis de energia que formam camadas ao redor do núcleo. A camada mais próxima pode conter até dois elétrons. A camada mais próxima do núcleo é sempre preenchida primeiro, antes que qualquer outra camada possa ser preenchida. O hidrogênio tem um elétron; portanto, ele tem apenas um lugar ocupado dentro da camada mais baixa. O hélio tem dois elétrons; portanto, ele pode preencher completamente a camada inferior com seus dois elétrons. Se você olhar a tabela periódica, verá que hidrogênio e hélio são os únicos dois elementos da primeira linha. Isso ocorre porque eles têm apenas elétrons em sua primeira camada. Hidrogênio e hélio são os únicos dois elementos que possuem a camada mais baixa e nenhuma outra camada.

O segundo e o terceiro níveis de energia podem conter até oito elétrons. Os oito elétrons são organizados em quatro pares e uma posição em cada par é preenchida com um elétron antes que quaisquer pares sejam completados.

Olhando para a tabela periódica novamente (Figura 3), você notará que há sete linhas. Essas linhas correspondem ao número de shells que os elementos dessa linha possuem. Os elementos dentro de uma determinada linha têm um número crescente de elétrons à medida que as colunas avançam da esquerda para a direita. Embora cada elemento tenha o mesmo número de camadas, nem todas as camadas são completamente preenchidas com elétrons. Se você olhar a segunda linha da tabela periódica, encontrará lítio (Li), berílio (Be), boro (B), carbono (C), nitrogênio (N), oxigênio (O), flúor (F), e neon (Ne). Todos eles têm elétrons que ocupam apenas a primeira e a segunda camadas. O lítio tem apenas um elétron em sua camada mais externa, o berílio tem dois elétrons, o boro tem três e assim por diante, até que toda a camada seja preenchida com oito elétrons, como é o caso do néon.

Uma figura detalhada das camadas de elétrons para cada elemento pode ser encontrada aqui.

Isótopos

Isótopos são formas diferentes do mesmo elemento que têm o mesmo número de prótons, mas um número diferente de nêutrons. Alguns elementos, como carbono, potássio e urânio, têm isótopos que ocorrem naturalmente. O carbono-12, o isótopo mais comum do carbono, contém seis prótons e seis nêutrons. Portanto, ele tem um número de massa de 12 (seis prótons e seis nêutrons) e um número atômico de 6 (o que o torna carbono). O carbono-14 contém seis prótons e oito nêutrons. Portanto, ele tem um número de massa de 14 (seis prótons e oito nêutrons) e um número atômico de 6, o que significa que ainda é o elemento carbono. Essas duas formas alternativas de carbono são isótopos. Alguns isótopos são instáveis ​​e perderão prótons, outras partículas subatômicas ou energia para formar elementos mais estáveis. Estes são chamados isótopos radioativos ou radioisótopos.

Tente

Carbon-14 (14C) é um radioisótopo natural criado na atmosfera por raios cósmicos. Este é um processo contínuo, então mais 14C está sempre sendo criado. À medida que um organismo vivo se desenvolve, o nível relativo de 14C em seu corpo é igual à concentração de 14C na atmosfera. Quando um organismo morre, ele não está mais ingerindo 14C, então a proporção diminuirá. 14C decai para 14N por um processo chamado decaimento beta; ele libera energia neste processo lento.

Após aproximadamente 5.730 anos, apenas metade da concentração inicial de 14C terá sido convertido para 14N. O tempo que leva para metade da concentração original de um isótopo decair para sua forma mais estável é chamado de meia-vida. Porque a meia-vida de 14C é longo, é usado para envelhecer objetos anteriormente vivos, como fósseis. Usando a proporção do 14Concentração de C encontrada em um objeto com a quantidade de 14C detectado na atmosfera, a quantidade do isótopo que ainda não decaiu pode ser determinada. Com base nessa quantidade, a idade do fóssil pode ser calculada em cerca de 50.000 anos (Figura 4). Isótopos com meia-vida mais longa, como o potássio-40, são usados ​​para calcular as idades dos fósseis mais antigos. Por meio da datação por carbono, os cientistas podem reconstruir a ecologia e a biogeografia de organismos que viveram nos últimos 50.000 anos.

Verifique sua compreensão

Responda às perguntas abaixo para ver se você entendeu bem os tópicos abordados na seção anterior. Este pequeno teste faz não conte para sua nota na classe e você pode refazê-la um número ilimitado de vezes.

Use este questionário para verificar sua compreensão e decidir se (1) estuda mais a seção anterior ou (2) avança para a próxima seção.


2: átomos, moléculas e íons

Neste capítulo, você aprenderá a descrever a composição dos compostos químicos. Nós apresentamos nomenclatura química& mdasha linguagem da química & mdashque lhe permitirá reconhecer e nomear os tipos mais comuns de compostos. A compreensão da nomenclatura química não só é essencial para o seu estudo da química, mas também tem outros benefícios - por exemplo, ajuda a entender os rótulos dos produtos encontrados no supermercado e na farmácia. Você também estará mais bem equipado para compreender muitas das importantes questões ambientais e médicas que a sociedade enfrenta. No final deste capítulo, você será capaz de descrever o que acontece quimicamente quando um médico prepara um gesso para estabilizar um osso quebrado, e você saberá a composição de substâncias comuns, como alvejante, o ingrediente ativo no fermento e o composto fedorento responsável pelo odor de peixe estragado. Finalmente, você poderá explicar as diferenças químicas entre os diferentes tipos de gasolina.

  • 2.1: A Teoria Atômica da Matéria Este artigo explica as teorias que Dalton usou como base para sua teoria: (1) a Lei da Conservação da Massa, (2) a Lei da Composição Constante, (3) a Lei das Proporções Múltiplas.
  • 2.2: A descoberta da estrutura atômica Os átomos, as menores partículas de um elemento que exibem as propriedades desse elemento, consistem em elétrons carregados negativamente ao redor de um núcleo central composto de prótons carregados positivamente mais massivos e nêutrons eletricamente neutros. Radioatividade é a emissão de partículas e raios energéticos (radiação) por algumas substâncias. Três tipos importantes de radiação são partículas alfa (núcleos de hélio), partículas beta (elétrons viajando em alta velocidade) e raios gama.
  • 2.3: A Visão Moderna da Estrutura Atômica Cada átomo de um elemento contém o mesmo número de prótons, que é o número atômico (Z). Os átomos neutros têm o mesmo número de elétrons e prótons. Os átomos de um elemento que contêm diferentes números de nêutrons são chamados de isótopos. Cada isótopo de um determinado elemento tem o mesmo número atômico, mas um número de massa diferente (A), que é a soma dos números de prótons e nêutrons. As massas relativas dos átomos são relatadas usando a unidade de massa atômica (amu).
  • 2.4: Massa atômica A massa de um átomo é uma média ponderada que é amplamente determinada pelo número de seus prótons e nêutrons, e o número de prótons e elétrons determina sua carga. Cada átomo de um elemento contém o mesmo número de prótons, conhecido como número atômico (Z). Os átomos neutros têm o mesmo número de elétrons e prótons. Os átomos de um elemento que contêm diferentes números de nêutrons são chamados de isótopos. Cada isótopo de um determinado elemento tem o mesmo número atômico, mas número de massa diferente.
  • 2.5: A Tabela Periódica A tabela periódica é usada como uma ferramenta preditiva que organiza os elementos em ordem crescente de número atômico. Elementos que exibem química semelhante aparecem em colunas verticais chamadas grupos (numerados 1 & ndash18 da esquerda para a direita), as sete linhas horizontais são chamadas de períodos. Os elementos podem ser amplamente divididos em metais, não metais e semimetais. Os semimetais exibem propriedades intermediárias entre as dos metais e não metais.
  • 2.6: Moléculas e compostos moleculares Existem dois tipos fundamentalmente diferentes de ligações químicas (covalentes e iônicas) que fazem com que as substâncias tenham propriedades muito diferentes. Os átomos em compostos químicos são mantidos juntos por atraentes interações eletrostáticas conhecidas como ligações químicas. A fórmula molecular de um composto covalente fornece os tipos e números de átomos presentes. As moléculas diatômicas contêm dois átomos e as moléculas poliatômicas contêm mais de dois.
  • 2.7: Íons e compostos iônicos Os átomos em compostos químicos são mantidos juntos por atraentes interações eletrostáticas conhecidas como ligações químicas. Os compostos iônicos contêm íons carregados positiva e negativamente em uma proporção que resulta em uma carga total de zero. Os íons são mantidos juntos em um arranjo espacial regular por forças eletrostáticas. Os átomos ou grupos de átomos que possuem uma carga elétrica líquida são chamados de íons; eles podem ter uma carga positiva (cátions) ou negativa (ânions).
  • 2.8: Nomeando Compostos Inorgânicos A composição de um composto é representada por uma fórmula empírica ou molecular, cada uma consistindo de pelo menos uma unidade de fórmula. Os compostos inorgânicos covalentes são nomeados usando um procedimento semelhante ao usado para compostos iônicos, enquanto os hidrocarbonetos usam um sistema baseado no número de ligações entre os átomos de carbono. Os compostos inorgânicos covalentes são nomeados por um procedimento semelhante ao usado para compostos iônicos, usando prefixos para indicar o número de átomos na fórmula molecular.
  • 2.9: Alguns compostos orgânicos simples Os compostos orgânicos mais simples são os hidrocarbonetos, que contêm apenas carbono e hidrogênio. Os alcanos contêm apenas ligações simples de carbono e hidrogênio e carbono, os alcenos contêm pelo menos uma ligação dupla de carbono e carbonocarbono e os alcinos contêm uma ou mais ligações triplas de carbono e carbonocarbono. Os hidrocarbonetos também podem ser cíclicos, com as extremidades da cadeia conectadas para formar um anel. Coletivamente, alcanos, alcenos e alcinos são chamados de hidrocarbonetos alifáticos.
  • 2.E: Átomos, moléculas e íons (exercícios) Estes são exercícios de lição de casa para acompanhar o mapa de texto criado para & quotChemistry: The Central Science & quot por Brown et al.
  • 2.S: Átomos, moléculas e íons (Resumo) Este é o Módulo de resumo para o capítulo & quotAtomos, moléculas e íons & quot no Brown et al. Mapa de texto de química geral.

Miniatura: Spinning Buckminsterfullerene ( ( ce)). (CC BY-SA 3.0 Sponk não portado).


Teoria atômica após o século XIX

Se a matéria fosse composta de átomos, de que os átomos seriam compostos? Eram as menores partículas ou havia algo menor? No final dos anos 1800, vários cientistas interessados ​​em questões como essas investigaram as descargas elétricas que poderiam ser produzidas em gases de baixa pressão, com a descoberta mais significativa feita pelo físico inglês J. J. Thomson usando um raio catódico tubo. Este aparelho consistia em um tubo de vidro selado, do qual quase todo o ar havia sido removido, o tubo continha dois eletrodos de metal. Quando a alta tensão foi aplicada nos eletrodos, um feixe visível chamado raio catódico apareceu entre eles. Este feixe foi desviado para a carga positiva e para longe da carga negativa, e foi produzido da mesma maneira com propriedades idênticas quando metais diferentes foram usados ​​para os eletrodos. Em experimentos semelhantes, o raio foi desviado simultaneamente por um campo magnético aplicado, e as medições da extensão da deflexão e da força do campo magnético permitiram que Thomson calculasse a relação carga-massa das partículas de raios catódicos. Os resultados dessas medições indicaram que essas partículas eram muito mais leves do que os átomos (Figura 1).

Figura 1. (a) J. J. Thomson produziu um feixe visível em um tubo de raios catódicos. (b) Este é um dos primeiros tubos de raios catódicos, inventado em 1897 por Ferdinand Braun. (c) No raio catódico, o feixe (mostrado em amarelo) vem do catodo e é acelerado além do ânodo em direção a uma escala fluorescente no final do tubo. Desvios simultâneos por campos elétricos e magnéticos aplicados permitiram a Thomson calcular a relação massa-carga das partículas que compõem o raio catódico. (crédito a: modificação da obra pela Fundação Nobel crédito b: modificação da obra por Eugen Nesper crédito c: modificação da obra por “Kurzon” / Wikimedia Commons)

Com base em suas observações, aqui está o que Thomson propôs e por quê: As partículas são atraídas por cargas positivas (+) e repelidas por cargas negativas (-), então elas devem ser carregadas negativamente (como as cargas se repelem e diferentemente das cargas se atraem) elas são menos massivos do que os átomos e indistinguíveis, independentemente do material de origem, portanto, eles devem ser constituintes subatômicos fundamentais de todos os átomos. Embora controversa na época, a ideia de Thomson foi gradualmente aceita, e sua partícula de raio catódico é o que agora chamamos de elétron, uma partícula subatômica com carga negativa e massa mais de mil vezes menor que a de um átomo. O termo “elétron” foi cunhado em 1891 pelo físico irlandês George Stoney, de “íon elétrico.”


Clique aqui para ouvir Thomson descrever sua descoberta com sua própria voz.

Em 1909, mais informações sobre o elétron foram descobertas pelo físico americano Robert A. Millikan por meio de seus experimentos de “gota de óleo”. Millikan criou gotículas de óleo microscópicas, que podiam ser eletricamente carregadas por fricção durante a formação ou pelo uso de raios-X. Essas gotículas inicialmente caíam devido à gravidade, mas seu progresso para baixo poderia ser retardado ou mesmo revertido por um campo elétrico mais baixo no aparelho. Ajustando a intensidade do campo elétrico e fazendo medições cuidadosas e cálculos apropriados, Millikan foi capaz de determinar a carga em gotas individuais (Figura 2).

Figura 2. O experimento de Millikan mediu a carga de gotas de óleo individuais. Os dados tabulados são exemplos de alguns valores possíveis.

Olhando para os dados de carga que Millikan reuniu, você pode ter reconhecido que a carga de uma gota de óleo é sempre um múltiplo de uma carga específica, 1,6 × 10 −19 C. Millikan concluiu que esse valor deve, portanto, ser uma carga fundamental - a carga de um único elétron - com suas cargas medidas devido a um excesso de um elétron (1 vezes 1,6 × 10 −19 C), dois elétrons (2 vezes 1,6 × 10 −19 C), três elétrons (3 vezes 1,6 × 10 −19 C), e assim por diante, em uma determinada gota de óleo. Uma vez que a carga de um elétron era agora conhecida devido à pesquisa de Millikan, e a razão carga-massa já era conhecida devido à pesquisa de Thomson (1,759 × 10 11 C / kg), era necessário apenas um cálculo simples para determinar a massa de o elétron também.

Os cientistas já haviam estabelecido que o átomo não era indivisível como Dalton acreditava e, devido ao trabalho de Thomson, Millikan e outros, a carga e a massa das partículas subatômicas negativas - os elétrons - eram conhecidas. No entanto, a parte carregada positivamente de um átomo ainda não era bem compreendida. Em 1904, Thomson propôs o modelo de átomos do “pudim de ameixa”, que descrevia uma massa carregada positivamente com igual quantidade de carga negativa na forma de elétrons embutidos nela, uma vez que todos os átomos são eletricamente neutros. Um modelo concorrente foi proposto em 1903 por Hantaro Nagaoka, que postulou um átomo semelhante a Saturno, consistindo em uma esfera carregada positivamente cercada por um halo de elétrons (Figura 3).

Figura 3. (a) Thomson sugeriu que os átomos se assemelhavam ao pudim de ameixa, uma sobremesa inglesa consistindo de um bolo úmido com passas embutidas (“ameixas”). (b) Nagaoka propôs que os átomos se assemelhavam ao planeta Saturno, com um anel de elétrons em torno de um "planeta" positivo. (crédito a: modificação do trabalho por “Man vyi” / Wikimedia Commons crédito b: modificação do trabalho por “NASA” / Wikimedia Commons)

O próximo grande desenvolvimento na compreensão do átomo veio de Ernest Rutherford, um físico da Nova Zelândia que passou em grande parte sua carreira científica no Canadá e na Inglaterra. Ele realizou uma série de experimentos usando um feixe de alta velocidade, com carga positiva partículas alfa (partículas α) que foram produzidos pelo decaimento radioativo de partículas de rádio α consistem em dois prótons e dois nêutrons (você aprenderá mais sobre decaimento radioativo no capítulo sobre química nuclear). Rutherford e seus colegas Hans Geiger (mais tarde famoso pelo contador Geiger) e Ernest Marsden mirou um feixe de partículas α, cuja fonte foi embutida em um bloco de chumbo para absorver a maior parte da radiação, em um pedaço muito fino de folha de ouro e examinou o espalhamento resultante das partículas α usando uma tela luminescente que brilhou brevemente onde atingiu por uma partícula α.

O que eles descobriram? A maioria das partículas passou direto pela folha sem ser defletida. No entanto, alguns foram ligeiramente desviados e um número muito pequeno foi desviado quase diretamente para trás em direção à fonte (Figura 4). Rutherford descreveu a descoberta desses resultados: “Foi o evento mais incrível que já aconteceu na minha vida. Foi quase tão incrível como se você disparasse uma granada de 15 polegadas contra um pedaço de papel de seda e ela voltasse e acertasse você ”[1] (p. 68).

Figura 4. Geiger e Rutherford dispararam partículas α em um pedaço de folha de ouro e detectaram para onde essas partículas foram, como mostrado neste diagrama esquemático de seu experimento. A maioria das partículas passou direto pela folha, mas algumas foram ligeiramente desviadas e um número muito pequeno foi significativamente desviada.

Aqui está o que Rutherford deduziu: Como a maioria das partículas α de movimento rápido passou através dos átomos de ouro sem ser refletida, elas devem ter viajado através do espaço essencialmente vazio dentro do átomo. Partículas alfa são carregadas positivamente, então deflexões surgiram quando encontraram outra carga positiva (como cargas se repelem). Visto que cargas semelhantes se repelem, as poucas partículas α com carga positiva que mudaram de caminho abruptamente devem ter atingido, ou se aproximado de perto, outro corpo que também tinha uma carga positiva altamente concentrada. Como as deflexões ocorreram em uma pequena fração do tempo, essa carga ocupou apenas uma pequena parte do espaço na folha de ouro. Analisando uma série de experimentos em detalhes, Rutherford tirou duas conclusões:

  1. O volume ocupado por um átomo deve consistir em uma grande quantidade de espaço vazio.
  2. Um corpo pequeno, relativamente pesado e carregado positivamente, o núcleo, deve estar no centro de cada átomo.


Veja esta simulação do experimento da folha de ouro de Rutherford. Ajuste a largura da fenda para produzir um feixe mais estreito ou mais amplo de partículas α para ver como isso afeta o padrão de espalhamento.

Esta análise levou Rutherford a propor um modelo no qual um átomo consiste em um núcleo muito pequeno, carregado positivamente, no qual a maior parte da massa do átomo está concentrada, rodeada pelos elétrons carregados negativamente, de forma que o átomo é eletricamente neutro (Figura 5). Depois de muitos outros experimentos, Rutherford também descobriu que os núcleos de outros elementos contêm o núcleo do hidrogênio como um "bloco de construção" e chamou essa partícula mais fundamental de próton, a partícula subatômica com carga positiva encontrada no núcleo. Com uma adição, que você aprenderá a seguir, este modelo nuclear do átomo, proposto há mais de um século, ainda é usado hoje.

Figura 5. As partículas α são desviadas apenas quando colidem ou passam perto do núcleo de ouro carregado positivamente, muito mais pesado. Como o núcleo é muito pequeno em comparação com o tamanho de um átomo, muito poucas partículas α são desviadas. A maioria passa pela região relativamente grande ocupada por elétrons, que são leves demais para desviar as partículas que se movem rapidamente.


A simulação de dispersão de Rutherford permite que você investigue as diferenças entre um átomo de “pudim de ameixa” e um átomo de Rutherford, disparando partículas α em cada tipo de átomo.

Outra descoberta importante foi a descoberta de isótopos. Durante o início dos anos 1900, os cientistas identificaram várias substâncias que pareciam ser novos elementos, isolando-as dos minérios radioativos. Por exemplo, um “novo elemento” produzido pela decomposição radioativa do tório recebeu inicialmente o nome de mesotório. No entanto, uma análise mais detalhada mostrou que o mesotório era quimicamente idêntico ao rádio (outro produto de decomposição), apesar de ter uma massa atômica diferente. Esse resultado, junto com descobertas semelhantes para outros elementos, levou o químico inglês Frederick Soddy perceber que um elemento poderia ter tipos de átomos com massas diferentes que eram quimicamente indistinguíveis. Esses diferentes tipos são chamados isótopos- átomos do mesmo elemento que diferem em massa. Soddy recebeu o Prêmio Nobel de Química em 1921 por esta descoberta.

Restava um enigma: o núcleo era conhecido por conter quase toda a massa de um átomo, com o número de prótons fornecendo apenas metade, ou menos, dessa massa. Diferentes propostas foram feitas para explicar o que constituía a massa remanescente, incluindo a existência de partículas neutras no núcleo. Como você pode esperar, detectar partículas não carregadas é muito desafiador, e foi somente em 1932 que James Chadwick encontrou evidências de nêutrons, partículas subatômicas não carregadas com uma massa aproximadamente igual à dos prótons. A existência do nêutron também explicava os isótopos: eles diferem em massa porque têm diferentes números de nêutrons, mas são quimicamente idênticos porque têm o mesmo número de prótons. Isso será explicado com mais detalhes posteriormente neste capítulo.


2.1 O que é Química Orgânica?

2.2 Elementos, átomos e a tabela periódica

Elementos e Abundância

Teoria atômica

Partículas subatômicas

Prótons determinam a identidade de um elemento

Isótopos e massa atômica

Elétrons e a Tabela Periódica dos Elementos

Características da Tabela Periódica

2.3 Resumo do Capítulo

2.4 Referências

2.1 O que é Química Orgânica?

Você já se perguntou por que algumas plantas podem ser usadas para fazer remédios, enquanto outras são tóxicas e podem matar você? Ou por que alguns alimentos são considerados saudáveis, enquanto outros são ruins para você? Ou como são feitas bebidas como cerveja, cidra e vinho? Este curso foi elaborado para apresentar ao leitor os conceitos fundamentais em Química Orgânica usando produtos de consumo, tecnologias e serviços como sistemas modelo para ensinar esses conceitos básicos e mostrar como a química orgânica é uma parte integrante da vida cotidiana.

A química orgânica é um subconjunto crescente da química. Simplificando, é o estudo de todos os compostos à base de carbono, sua estrutura, propriedades e reações e seu uso na síntese. É a química da vida e inclui todas as substâncias derivadas de sistemas vivos. A aplicação da química orgânica hoje pode ser vista em qualquer lugar que você olhe, desde o plástico que compõe os componentes do seu computador, ao náilon que compõe as suas roupas, às macromoléculas e células que compõem o seu próprio corpo! A química orgânica expandiu nosso mundo de conhecimento e é uma parte essencial dos campos da medicina, bioquímica, biologia, indústria, nanotecnologia, ciência de foguetes e muitos mais!

Para começar nossas discussões sobre química orgânica, precisamos primeiro dar uma olhada nos elementos químicos e entender como eles interagem para formar compostos químicos.

2.2 Elementos, átomos e a tabela periódica

Elementos e Abundância

Um elemento é uma substância que não pode ser decomposta em substâncias químicas mais simples. Existem cerca de 90 elementos naturais conhecidos na Terra. Usando a tecnologia, os cientistas foram capazes de criar cerca de 30 elementos adicionais que não são encontrados facilmente na natureza. Hoje, a química reconhece um total de 118 elementos, todos representados em um gráfico padrão dos elementos, denominado Tabela Periódica dos Elementos (Figura 2.1). Cada elemento é representado por um código de uma ou duas letras, onde a primeira letra é sempre maiúscula e, se houver uma segunda letra, é escrita em minúscula. Por exemplo, o símbolo do hidrogênio é H e o símbolo do carbono é C. Alguns dos elementos têm códigos de letras aparentemente estranhos, como o sódio, que é Na. Esses códigos de letras são derivados da terminologia latina. Por exemplo, o símbolo para sódio (Na) é derivado da palavra latina, natrium, que significa carbonato de sódio.

Figura 2.1: Elementos. Alguns exemplos de elementos puros incluem (A) Bismuto, Bi, um metal pesado é usado como substituto do chumbo e em alguns medicamentos, como o pepto-bismol, o antidiarreico e (B) Estrôncio, Sr, um dos principais componentes dos fogos de artifício. (C) Todos os elementos que foram descobertos estão representados na Tabela Periódica dos Elementos, que fornece um mecanismo elegante para não apenas exibir os elementos, mas descrever muitas de suas características.

Os elementos variam amplamente em abundância. No universo como um todo, o elemento mais comum é o hidrogênio (cerca de 90%), seguido pelo hélio (a maioria dos 10% restantes). Todos os outros elementos estão presentes em quantidades relativamente minúsculas, tanto quanto podemos detectar. No planeta Terra, porém, a situação é bem diferente. O oxigênio compõe 46,1% da massa da crosta terrestre (a camada relativamente fina de rocha que forma a superfície da Terra), principalmente em combinação com outros elementos, enquanto o silício compõe 28,5%. O hidrogênio, o elemento mais abundante no universo, representa apenas 0,14% da crosta terrestre. A Tabela 2.1 "Composição Elemental da Terra" lista as abundâncias relativas de elementos na Terra como um todo e na crosta terrestre. A Tabela 2.2 “Composição Elemental de um Corpo Humano” lista as abundâncias relativas de elementos no corpo humano. Se você comparar a Tabela 2.1 “Composição Elemental da Terra” e a Tabela 2.2 “Composição Elemental de um Corpo Humano”, você encontrará disparidades entre a porcentagem de cada elemento no corpo humano e na Terra. O oxigênio tem a maior porcentagem em ambos os casos, mas o carbono, o elemento com a segunda maior porcentagem no corpo, é relativamente raro na Terra e nem mesmo aparece como uma entrada separada na Tabela 2.1 "Composição Elemental da Terra" o carbono é parte de os 0,174% representam “outros” elementos. Como o corpo humano concentra tantos elementos aparentemente raros?

As quantidades relativas de elementos no corpo têm menos a ver com sua abundância na Terra do que com sua disponibilidade em uma forma que possamos assimilar. Obtemos oxigênio do ar que respiramos e da água que bebemos. Também obtemos hidrogênio da água. On the other hand, although carbon is present in the atmosphere as carbon dioxide, and about 80% of the atmosphere is nitrogen, we obtain those two elements from the food we eat, not the air we breathe.

Atomic Theory

The modern atomic theory, proposed about 1803 by the English chemist John Dalton, is a fundamental concept that states that all elements are composed of atoms. An atom is the smallest part of an element that maintains the identity of that element. Individual atoms are extremely small even the largest atom has an approximate diameter of only 5.4 × 10 −10 m. With that size, it takes over 18 million of these atoms, lined up side by side, to equal the width of your little finger (about 1 cm).

Most elements in their pure form exist as individual atoms. For example, a macroscopic chunk of iron metal is composed, microscopically, of individual iron atoms. Some elements, however, exist as groups of atoms called molecules. Several important elements exist as two-atom combinations and are called diatomic molecules. In representing a diatomic molecule, we use the symbol of the element and include the subscript 2 to indicate that two atoms of that element are joined together. The elements that exist as diatomic molecules are hydrogen (H2), oxygen (O2), nitrogen (N2), fluorine (F2), chlorine (Cl2), bromine (Br2), and iodine (I2).

Subatomic Particles

There have been several minor but important modifications to Dalton’s atomic theory. For one thing, Dalton considered atoms to be indivisible. We know now that atoms not only can be divided but also are composed of three different kinds of particles with their own properties that are different from the chemical properties of atoms.

The first subatomic particle was identified in 1897 and called the electron. It is an extremely tiny particle, with a mass of about 9.109 × 10 −31 kg. Experiments with magnetic fields showed that the electron has a negative electrical charge.

By 1920, experimental evidence indicated the existence of a second particle. A proton has the same amount of charge as an electron, but its charge is positive, not negative. Another major difference between a proton and an electron is mass. Although still incredibly small, the mass of a proton is 1.673 × 10 −27 kg, which is almost 2,000 times greater than the mass of an electron. Because opposite charges attract each other (while ‘like’ charges repel each other), protons attract electrons (and vice versa).

Finally, additional experiments pointed to the existence of a third particle, called the neutron. Evidence produced in 1932 established the existence of the neutron, a particle with about the same mass as a proton but with no electrical charge.

We understand now that all atoms can be broken down into subatomic particles: protons, neutrons, and electrons. Table 2.3 “Properties of the Subatomic Particles” lists some of their important characteristics and the symbols used to represent each particle. Experiment have shown that protons and neutrons are concentrated in a central region of each atom called the nucleus (plural, nuclei). Electrons are outside the nucleus and orbit about it because they are attracted to the positive charge in the nucleus. Most of the mass of an atom is in the nucleus, while the orbiting electrons account for an atom’s size. As a result, an atom consists largely of empty space. (Figure 2.4 and 2.5).

Fig 2.4 The anatomy of an atom. The protons and neutrons of an atom are found clustered at the center of the atom in a structure called the nucleus. The electrons orbit the nucleus of the atom within an electron cloud, or the empty space that surrounds the atom’s nucleus. Note that most of the area of an atom is taken up by the empty space of the electron cloud.

Fig 2.5 The path of the electron in a hydrogen atom. Electrons are not in discrete orbits like planets around the sun. Instead there is a probability that an electron may occupy a certain space within the electron cloud (a) The darker the color, the higher the probability that the hydrogen’s one electron will be at that point at any given time. (b) Similarly, the more crowded the dots, the higher the probability that hydrogen’s one electron will be at that point. In both diagrams, the nucleus is in the center of the diagram.

Protons Determine the Identity of an Element

As it turns out, the number of protons that an atom holds in its nucleus is the key determining feature for its chemical properties. In short, an element is defined by the number of protons found in its nucleus. The proton number within an element is also called its Atomic Number and is represented by the mathematical term, Z (Fig 2.6). If you refer back to the Periodic Table of Elements shown in figure 2.1, you will see that the periodic table is organized by the number of protons that an element contains. Thus, as you read across each row of the Periodic Table (left to right), each element increases by one proton (or one Atomic Number, Z).

Fig 2.6 Structure of the Periodic Table. Each element on the periodic table is represented by the atomic symbol (Cu for Copper), the Atomic Number in the upper lefthand corner, and the Atomic Mass in the righthand corner.

Isotopes, Allotropes, and Atomic Mass

How many neutrons are in atoms of a particular element? At first it was thought that the number of neutrons in a nucleus was also characteristic of an element. However, it was found that atoms of the same element can have different numbers of neutrons. Atoms of the same element that have different numbers of neutrons are called isotopes (Fig. 2.7). For example, 99% of the carbon atoms on Earth have 6 neutrons and 6 protons in their nuclei about 1% of the carbon atoms have 7 neutrons and 6 protons in their nuclei. Naturally occurring carbon on Earth, therefore, is actually a mixture of isotopes, albeit a mixture that is 99% carbon with 6 neutrons in each nucleus. Isotope composition has proven to be a useful method for dating many rock layers and fossils.

Fig 2.7 Isotopes of Hydrogen. All hydrogen atoms have one proton and one electron. However, they can differ in the number of neutrons. (a) Most hydrogen atoms onlycontain one p+ and one e- and no neutrons (b) A small amount of hydrogen exists as the isotope deuterium, which has one proton and one neutron in its nucleus, and (c) an even smaller amount contains one proton and two neutrons in its nucleus and is termed Tritium. Note that Tritium is unstable isotope and will breakdown over time. Thus, Tritium is a radioactive element.

Most elements exist as mixtures of isotopes. In fact, there are currently over 3,500 isotopes known for all the elements. When scientists discuss individual isotopes, they need an efficient way to specify the number of neutrons in any particular nucleus. The atomic mass (A) of an atom is the sum of the numbers of protons and neutrons in the nucleus (Fig. 2.6). Given the atomic mass for a nucleus (and knowing the atomic number, Z, of that particular atom), you can determine the number of neutrons by subtracting the atomic number from the atomic mass.

A simple way of indicating the mass number of a particular isotope is to list it as a superscript on the left side of an element’s symbol. Atomic numbers are often listed as a subscript on the left side of an element’s symbol. Thus, we might see

which indicates a particular isotope of copper. The 29 is the atomic number, Z, (which is the same for all copper atoms), while the 63 is the atomic mass (A) of the isotope. To determine the number of neutrons in this isotope, we subtract 29 from 63: 63 − 29 = 34, so there are 34 neutrons in this atom.

Allotropes of an element are different and separate from the term isotope and should not be confused. Some chemical elements can form more than one type of structural lattice, these different structural lattices are known as allotropes. This is the case for phosphorus as shown in Figure 2.2. White or yellow phosphorus forms when four phosphorus atoms align in a tetrahedral conformation (Fig 2.8). The other crystal lattices of phosphorus are more complex and can be formed by exposing phosphorus to different temperatures and pressures. For example, the cage-like lattice of red phosphorus can be formed by heating white phosphorus over 280 o C (Fig 2.8). Note that allotropic changes affect how the atoms of the element interact with one another to form a 3-dimensional structure. They do not alter the sample with regard to the atomic isotope forms that are present, and NÃO alter or affect the atomic mass (UMA) of the element.

Different allotropes of different elements can have different physical and chemical properties and are thus, still important to consider. For example, oxygen has two different allotropes with the dominant allotrope being the diatomic form of oxygen, O2. However, oxygen can also exist as O3, ozone. In the lower atmosphere, ozone is produced as a by-product in automobile exhaust, and other industrial processes where it contributes to pollution. It has a very pungent smell and is a very powerful oxidant. It can cause damage to mucous membranes and respiratory tissues in animals. Exposure to ozone has been linked to premature death, asthma, bronchitis, heart attacks and other cardiopulmonary diseases. In the upper atmosphere, it is created by natural electrical discharges and exists at very low concentrations. The presence of ozone in the upper atmosphere is critically important as it intercepts very damaging ultraviolet radiation from the sun, preventing it from reaching the Earth’s surface.

Figure 2.8 Allotropes of Phosphorus. (A) White phosphorus exists as a (B) tetrahedral form of phosphorus, whereas (C) red phosphorus has a more (D) cage-like crystal lattice. (E) The different elemental forms of phosphorus can be created by treating samples of white phosphorus with increasing temperature and pressure.

Electrons and the Periodic Table of the Elements

Remember that electrons are 2000 times smaller than protons and yet each one contains an equal, but opposing charge. Electrons have a negative charge while protons have a positive charge. Interestingly, when elements exist in their elemental form, as shown on the periodic table, the number of electrons housed in an atom is equal to the number protons. Therefore, the electric charge of an element cancels itself out and the overall charge of the atom is zero.

Electrons are the mobile part of the atom. They move and orbit the nucleus of the atom in the electron cloud, the term used for the space around the nucleus. However, they do not move around in random patterns. Electrons have addresses, or defined orbital spins, within the electron cloud, much the same way our apartment buildings have addresses within our cities. To find the address of an electron, you need to know a little bit about the organization of the electron cloud (…or the city that the electron lives in).

The electron cloud of an atom is divided into layers, called shells, much the way an onion has layers when you peel it. However, it is incorrect to think of a shell as a single layer without thickness and depth to it. A shell has 3-dimensional space within it that contains a wide variety of ‘apartments’ or spaces for the electrons to occupy. Thus, the shell, or n number, is only the first part of an electron’s address within an atom. It would be similar to only knowing the neighborhood where your friend lives. If you only know the neighborhood, it will be difficult to find your friend if you want to take them to dinner.

There are a total of 7 shells (or layers) that an atom can have to house it’s electrons. If an atom is small, it may only have 1 or 2 shells. Only very large atoms have all 7 layers. After this point, adding an 8th shell appears to make the atom too unstable to exist…at least we have never found atoms containing an 8th shell! In the periodic table (Fig. 2.9), you will notice that there are a total of 7 rows on the periodic table (note that the Lanthanide and Actinide rows of elements are generally shown below the main table to make them fit onto one page, but they really belong in the middle of rows 6 and 7 on the periodic table, according to their atomic numbers). Each of these rows represents an electron shell. Thus, as atoms get larger and house more electrons, they acquire additional shells, up to 7.

Fig 2.9 Structure of the Periodic Table. Each element on the periodic table is represented by the atomic symbol (Cu for Copper), the Atomic Number in the upper lefthand corner, and the Atomic Mass in the righthand corner.

Source: Robson, G.(2006) Wikipedia. https://en.wikipedia.org/wiki/Electron_shell

Within this textbook, we are not concerned with learning the addresses of all the electrons, but we are very interested about the electrons that are nearest to the surface of the atom, or the ones that are in the outer shell of the atom. The electrons that are closest to the surface of the atom are the most reactive and are integral in forming bonds between the atoms. These electrons are said to be housed in the atom’s, valence shell, or the electron shell that is the farthest away from the nucleus of the atom. (or nearest to the surface of the atom).

Features of the Periodic Table

Elements that have similar chemical properties are grouped in columns called groups (or families). As well as being numbered, some of these groups have names—for example, alkali metals (the first column of elements), alkaline earth metals (the second column of elements), halogens (the next-to-last column of elements), and noble gases (the last column of elements).

Each row of elements on the periodic table is called a period. Periods have different lengths the first period has only 2 elements (hydrogen and helium), while the second and third periods have 8 elements each. The fourth and fifth periods have 18 elements each, and later periods are so long that a segment from each is removed and placed beneath the main body of the table.

Certain elemental properties become apparent in a survey of the periodic table as a whole. Every element can be classified as either a metal, a nonmetal, or a semimetal, as shown in Figure 2.10 “Types of Elements”. A metal is a substance that is shiny, typically (but not always) silvery in color, and an excellent conductor of electricity and heat. Metals are also malleable (they can be beaten into thin sheets) and ductile (they can be drawn into thin wires). A nonmetal is typically dull and a poor conductor of electricity and heat. Solid nonmetals are also very brittle. As shown in Figure 2.7 “Types of Elements”, metals occupy the left three-fourths of the periodic table, while nonmetals (except for hydrogen) are clustered in the upper right-hand corner of the periodic table. The elements with properties intermediate between those of Another way to categorize the elements of the periodic table is shown in Figure 2.11 “Special Names for Sections of the Periodic Table”. The first two columns on the left and the last six columns on the right are called the main group elements. The ten-column block between these columns contains the transition metals. The two rows beneath the main body of the periodic table contain the inner transition metals. The elements in these two rows are also referred to as, respectively, the lanthanide metals and the actinide metals (Fig 2.11).

Fig 2.10. Types of Elements. Elements are either metals, nonmetals, or semimetals. Each group is located in a different part of the periodic table.

Fig 2.11. Special Names for Sections of the Periodic Table. Some sections of the periodic table have special names. For example, the elements lithium, sodium, potassium, rubidium, cesium, and francium are collectively known as alkali metals. Note that the main group elements do not include the transition metals.

The periodic table is organized on the basis of similarities in elemental properties, but what explains these similarities? It turns out that the arrangement of the columns or families in the Periodic Table reflects how subshells are filled with electrons. Of note, elements in the same column share the same valence shell electron configuration. For example, all elements in the first column have a single electron in their valence shells. This last observation is crucial. Chemistry is largely the result of interactions between the valence electrons of different atoms. Thus, atoms that have the same valence shell electron configuration will have similar chemistry (Fig 2.12).

Fig 2.12. Number of Valence Shell Electrons. The placement of elements on the periodic table corresponds with the number of valence electrons housed in that element. Families (columns) on the periodic table all contain the same number of valence shell electrons, which gives them similar chemical properties and reactivities. You can easily count across the main group elements to see the increasing number of electrons in the valence shell. All of the transition metals have 2 e- in their valence shell, although they also contain an inner orbital subshell that is very close to the valence shell. This gives some of these metals different levels of reactivity. Note that the maximum number of valence shell electrons possible is 8, and that is obtained only by the Noble Gases.

Fig 2.13. Role of iron in oxygen transportation. The hemoglobin protein makes up about 95% of the dry content of the red blood cell and each hemoglobin protein can bind and carry four molecules of oxygen (O2).

Adapted from: https://en.wikipedia.org/wiki/Hemoglobin and https://en.wikipedia.org/wiki/Capillary


Isótopos

The number of protons in the nucleus of its atoms, which is its atomic number, defines each element. However, the nuclei of a given element may have varying numbers of neutrons. Because neutrons have weight (about the same as that of protons), such atoms differ in the atomic weight.

Atoms of the same element that differ in their atomic weight are called isotopes.

Atomic weights are expressed in terms of a standard atom: the isotope of carbon that has 6 protons and 6 neutrons in its nucleus. This atom is designated carbon-12 ou 12 C. It is arbitrarily assigned an atomic weight of 12 daltons (named after John Dalton, the pioneer in the study of atomic weights). Thus a dalton is 1/12 the weight of an atom of 12 C. Both protons and neutrons have weights very close to 1 dalton each. Carbon-12 is the most common isotope of carbon. Carbon-13 ( 13 C) with 6 protons and 7 neutrons, and carbon-14 ( 14 C) with 6 protons and 8 neutrons are found in much smaller quantities.

Isotopes as "tracers"

One can prepare, for example, a carbon compound used by living things that has many of its normal 12 C atoms replaced by 14 C atoms. Carbon-14 happens to be radioactive. By tracing the fate of radioactivity within the organism, one can learn the normal pathway of this carbon compound in that organism. Thus 14 C serves as an isotopic "label" or "tracer".

The basis of this technique is that the weight of the nucleus of an atom has little or no effect on the chemical properties of that atom. The chemistry of an element and the atoms of which it is made &mdash whatever their atomic weight &mdash is a function of the atomic number of that element. As long as the atom had 6 protons, it is an atom of carbon irrespective of the number of neutrons. Thus while 6 protons and 8 neutrons produce an isotope of carbon, 14 C, 7 protons and 7 neutrons produce a totally-different element, nitrogen-14.


2.2: Atoms and Elements - Biology

The atom is the basic building block for all matter in the universe. Atoms are extremely small and are made up of a few even smaller particles. The basic particles that make up an atom are electrons, protons, and neutrons. Atoms fit together with other atoms to make up matter. It takes a lot of atoms to make up anything. There are so many atoms in a single human body we won't even try to write the number here. Suffice it to say that the number is trillions and trillions (and then some more).

There are different kinds of atoms based on the number of electrons, protons, and neutrons each atom contains. Each different kind of atom makes up an element. There are 92 natural elements and up to 118 when you count in man-made elements.

Atoms last a long time, in most cases forever. They can change and undergo chemical reactions, sharing electrons with other atoms. But the nucleus is very hard to split, meaning most atoms are around for a long time.

Structure of the Atom

At the center of the atom is the nucleus. The nucleus is made up of the protons and neutrons. The electrons spin in orbits around the outside of the nucleus.

The proton is a positively charged particle that is located at the center of the atom in the nucleus. The hydrogen atom is unique in that it only has a single proton and no neutron in its nucleus.

The electron is a negatively charged particle that spins around the outside of the nucleus. Electrons spin so fast around the nucleus, scientists can never be 100% sure where they are located, but scientists can make estimates of where electrons should be. If there are the same number of electrons and protons in an atom, then the atom is said to have a neutral charge.

Electrons are attracted to the nucleus by the positive charge of the protons. Electrons are much smaller than neutrons and protons. About 1800 times smaller!

The neutron doesn't have any charge. The number of neutrons affects the mass and the radioactivity of the atom.


2.2: Atoms and Elements - Biology

Take some aluminum foil. Cut it in half. Now you have two smaller pieces of aluminum foil. Cut one of the pieces in half again. Cut one of those smaller pieces in half again. Continue cutting, making smaller and smaller pieces of aluminum foil.

It should be obvious that the pieces are still aluminum foil they are just becoming smaller and smaller. But how far can you take this exercise, at least in theory? Can you continue cutting the aluminum foil into halves forever, making smaller and smaller pieces? Or is there some limit, some absolute smallest piece of aluminum foil? (Thought experiments like this—and the conclusions based on them—were debated as far back as the fifth century BC.)

The modern atomic theory The fundamental concept that all elements are composed of atoms. , proposed about 1803 by the English chemist John Dalton (Figure 2.2 "John Dalton"), is a fundamental concept that states that all elements are composed of atoms. In Chapter 1 "Chemistry, Matter, and Measurement", we defined an atom as the smallest part of an element that maintains the identity of that element. Individual atoms are extremely small even the largest atom has an approximate diameter of only 5.4 × 10 −10 m. With that size, it takes over 18 million of these atoms, lined up side by side, to equal the width of your little finger (about 1 cm).

John Dalton was an English scientist who enunciated the modern atomic theory.

Most elements in their pure form exist as individual atoms. For example, a macroscopic chunk of iron metal is composed, microscopically, of individual atoms. Some elements, however, exist as groups of atoms called molecules, as discussed in Chapter 1 "Chemistry, Matter, and Measurement". Several important elements exist as two-atom combinations and are called diatomic molecules A two-atom grouping that behaves as a single chemical entity. . In representing a diatomic molecule, we use the symbol of the element and include the subscript 2 to indicate that two atoms of that element are joined together. The elements that exist as diatomic molecules are hydrogen (H2), oxygen (O2), nitrogen (N2), fluorine (F2), chlorine (Cl2), bromine (Br2), and iodine (I2).

Looking Closer: Atomic Theory

Dalton’s ideas are called the moderno atomic theory because the concept of atoms is very old. The Greek philosophers Leucippus and Democritus originally introduced atomic concepts in the fifth century BC. (The word atom comes from the Greek word atomos, which means “indivisible” or “uncuttable.”) Dalton had something that the ancient Greek philosophers didn’t have, however he had experimental evidence, such as the formulas of simple chemicals and the behavior of gases. In the 150 years or so before Dalton, natural philosophy had been maturing into modern science, and the scientific method was being used to study nature. So when Dalton announced a modern atomic theory, he was proposing a fundamental theory to describe many previous observations of the natural world he was not just participating in a philosophical discussion.


Types of Chemical Formula

Empirical Formula

The empirical chemical formula represents the relative number of atoms of each element in the compound. Some compounds, like water, have the same empirical and molecular formula, because they are small and have the same ratio of atoms in molecules and number of atoms in a molecule. The empirical and molecular formula for water looks like this:

The empirical formula is determined by the weight of each atom within the molecule. Therefore, for a slightly bigger molecule like hydrogen peroxide, the empirical formula shows only the ratio of atoms. Nesse caso:

However, this empirical chemical formula only shows the basic foundation of the molecule. In reality, two HO: molecules come together to form a hydrogen peroxide molecule.

Molecular Formula

As you can see, this somewhat confuses the actual structure of hydrogen peroxide. While the empirical chemical formula gives clues that the molecule has two oxygen atoms bonded together in the middle, the molecular formula does not make that clear at all. However, the molecular formula is often used to describe molecules, simply because it is convenient and most molecules can be looked up after their formula is identified.

Structural Formula

The structural formula of a molecule is a chemical formula with a more artistic twist. In these chemical formula, the actual bonds between molecules are shown. This helps the reader understand how the different atoms are connected, and thus how the molecule functions in space. There are many different structural chemical formula to consider.

The simplest, the electron dot method, uses colons and periods to show bonds between atoms. Each colon represents a pair of electrons, shared between the atoms on either side of the colon. This formula more accurately represents the actual arrangement of atoms within a molecule. In the case of water, the electron dot formula would look like this:

Another chemical formula, the bond-line formula, also shows the bonds between atoms. Instead of showing each electron which is shared, a line is used to designate an electron pair shared between the atoms. Water, in bond-line formula, looks like this:

Scientists have come up with much more advanced formula and representations of molecules, including three dimensional ball-and-stick models, space-filling models, and even models which consider the electron density of the atoms being modeled. These advanced models consider not only the atoms present and their number, but the angles, sizes, and distances between atoms within a molecule. The ball and stick model of water, below, even shows the polarity of the molecule, as the large oxygen atom tends to attract the most electrons.


Ciência Secundária 4 Tudo

The elements in Group 2 are called the alkaline earth metals .

Atomic radius increases down the group Mg–Ba
Explicação: the number of shells of electrons increases in each element as the group is descended.

First ionisation energy decreases down the group Mg–Ba
Explicação
: the distance between the nucleus and the outermost valence electrons is increased (due to an increase in the number of shells and the increased effect of *electron shielding ) as the group is descended. Hence, the valence electron is easier to remove despite the increasing nuclear charge.

Melting point of the elements Mg–Ba
With the exception of Mg, there is a progressive decrease in melting point as the group is descended. There is no obvious pattern in the group’s boiling points.
Explicação : as the group is descended, the metal positive ions increase in size (by having more electron shells), hence delocalised electrons are further away from the positive ions. Therefore, the element has weaker attraction between its positive ions and the delocalised electrons and thus weaker metallic bonding.
Explanation for Mg: it has been suggested that the lower than expected melting point of Mg is a consequence of its different crystalline structure (arrangement of metal ions).

*electron shielding: the nuclear attractive force on the outer valence electrons is ‘shielded’ by the fully occupied inner electron shells.

Reactivity of with water (and solubility of metal hydroxides) increases down the group

Explicação: First ionisation energy decreases as the group is descended making it easier for successive elements to lose electrons and form metal ions and therefore react with water.

Trend of reactivity with water
Be doesn’t react
Mg very slowly with cold water, but fast with steam the reaction is rapid: Mg + H2O → MgO + H2
Ca steadily
Sr quickly
Ba rapid and vigorously

In general, group 2 metals react with water to give a metal hydroxide [(aq) or (s)] and hydrogen gas:
M + 2H2O → M(OH)2+ H2
por exemplo. Ca + 2H2O → Ca(OH)2+ H2

Magnesium reacts differently with cold water compared to its reaction with steam
Cold water: Mg + 2H2O → Mg(OH)2+ H2
Steam: Mg + H2O → MgO + H 2

Burning magnesium reacts extremely exothermically with water or steam. Hence, water should not be used to put out a fire in which Mg metal is burning because hydrogen gas is rapidly produced and a highly flammable and explosive mixture is thus formed.

Solubility trends depend on the compound anion

Group 2 element Hydroxide ion Sulfate ion or
Carbonate ion
Mg least soluble most soluble
Ca
Sr
Ba most soluble least soluble

Generally, Group 2 elements that form compounds with single charged negative ions (e.g. OH − ) increase in solubility as the group descends . Então, Mg(OH)2 is less soluble than Ba(OH)2 .

Mg 2+ (aq) reacts with NaOH to form a white precipitate because Mg(OH)2 is insoluble (only sparingly soluble)

Ca 2+ (aq), Sr 2+ (aq) and Ba 2+ (aq) ions all react with NaOH to produce their respective soluble metal hydroxide solutions: as the hydroxide products are all colourless and soluble these reactions are often recorded as “no (observed) reaction.”

Compounds that contain doubly-charged negative ions (e.g. SO4 2− or CO3 2− ) decrease in solubility as the group descends . Então, MgSO4 is more soluble than BaSO4 .

Special properties of Beryllium compounds

BeCl2 a nd NaOH forms a white precipitate because Be(OH)2 is insoluble.

BeCl2 + 2NaOH →Be(OH)2 + 2NaCl (white precipitate)

However, adding excess NaOH causes the precipitate to dissolve as Be(OH)4 2 − , a colourless complex solution, is formed. This means Be(OH)2 é amphoteric (reacts with both acids and bases).

With the exception of beryllium chloride, Group II chlorides are classed as ionic. However, Be 2+ ion has a relatively high charge density (charge/size ratio) and electronegativity value (1.5 for Be, compared to 1.2 for Mg). Hence, there is less of a difference in electronegativities between Be and Cl (electronegativity 3.0) causing a greater degree of covalency of BeCl2.

Test for sulfate ions

A white precipitate, BaSO 4, is formed when acidified BaCl2 solução is added to a solution containing SO4 2− .

Ba 2+ (aq) +SO4 2− (aq) → BaSO4(s)

Acidification with HCl is necessary as this reacts with any sulfites or carbonates present in the test solution that may otherwise give an invalid (false positive) test result with BaCl2 solution .

BaSO 4 is used clinically as a radio-contrast agent for X-ray imaging . It is most often used in gastrointestinal tract imaging. The investigation is known as a ‘barium meal’.

Mg(OH)2 is a common component of antacids and laxatives .

Ca(OH)2 is used in agriculture to neutralise soil acidity . High levels of soil acidity can reduce root growth and reduce nutrient availability.

Mg is used in the extraction of titanium from TiCl4 .
The Kroll process for Ti extraction is slow and has at least two steps:
Step 1- titanium oxide ore is reacted with Cl2 to make titanium chloride: C acts as a reducing agent, Cl2 acts as an oxidising agent

Step 2- titanium chloride is reduced by heating with magnesium at 850°C in the presence of Argon gas (prevents oxidation of Mg and Ti by air)
2Mg + TiCl4 → 2MgCl2+ Ti

CaO or CaCO3 são usados ​​em Flue-gas desulfurization (FGD).
FGD is a set of technologies used to remove SO2 from exhaust flue gases of fossil-fuel power plants.
CaCO3 +SO2 →CaSO3 + CO2 CaSO3 is calcium sulfite
Ca(OH)2 +SO2 →CaSO3 + H2O
Ca(OH)2 +SO2 +½O2 → CaSO4 +H2O
CaSO3.½H2O +½O2 + 1½H2O →CaSO4.2H2O


Ionic Bonds

Sodium has a single electron in its outermost orbital shell, and it is thermodynamically more stable if it gives up this electron. This loss of a negative electron results in a positively charged sodium ion, abbreviated Na + . Chlorine, on the other hand, has seven electrons in its outermost orbital shell, and it is more thermodynamically stable if it acquires an extra electron to complete the outer orbital shell. This results in a negatively charged chloride ion, abbreviated Na+. The positively charged sodium ions and the negatively charged chloride ions attract each other and result in the formation of an ionic bond. In the absence of water, sodium and chloride form a crystal lattice because of the attraction of negative and positive ions.

However, if sodium chloride crystals are placed in water, the polar water molecules will "hydrate" the sodium and chloride atoms because the water molecules are polar. In the illustration below the darker blue V-shaped figures represent water molecules, which are polar. The positive ends of the water molecules are attracted to the negatively charged chloride ions, while the negative pole of the water molecule is attracted to the positive sodium ions. As a result, the ions are hydrated and the crystal lattice dissolves into the aqueous solution. This is exactly what happens when you add crystalline table salt to a glass of water.

The video below provides an animated explanation of how salts like NaCl dissolve in water.

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Date last modified: March 22, 2016.
Created by Wayne W. LaMorte, MD, PhD, MPH,


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