Química Escola Estadual José Alves Quito Professora: Maria Angela

Química
Escola Estadual José Alves Quito
Professora: Maria Angela
Aluno: Bruno da Silva Fernandes
Disciplina: Quimica
Corguinho – MS 2011
Lavoisier e Proust: leis que
fundamentaram a química
As leis de Lavoisier e Proust consistem em medir a quantidade de
uma substancia em laboratório e industria.
a lei de Lavoisier é a garantia de que num processo químico não
ocorre criação nem destruição de matéria, por isso é denominada
lei da conservação da massa;
a lei de Proust é a garantia da proporcionalidade entre as massa
das substancias reagentes e dos produtos numa reação química;
por isso, é denominada lei das Proporções Definidas.
Essas leis, na industria e no laboratório, servem tanto para
calcular a quantidade de reagentes no preparo de substancias
como a quantidade de produtos que deverão ser obtidos.
Lei de Proust: A proporção, em massa, dos elementos
que participam da composição de uma substância é
sempre constante e independe do processo químico
pelo qual a substância é obtida.
Lei de Lavoisier: Numa reação química a massa se conserva
porque não ocorre criação nem destruição de átomos. Os
átomos são conservados, eles apenas se rearranjam. Os
agregados atômicos dos reagentes são desfeitos e novos
agregados atômicos são formados.
Lavoisier
Proust
Dalton (1.808)
(métodos experimentais)
O químico inglês John Dalton, que viveu entre 1.766 a
1.825, afirmava que o átomo era a partícula elementar, a
menor partícula que constituía a matéria. Em 1.808, Dalton
apresentou seu modelo atômico: o átomo como uma
minúscula esfera maciça, indivisível, impenetrável e
indestrutível. Para ele, todos os átomos de um mesmo
elemento químico são iguais, até mesmo as suas massas.
Hoje, nota-se um equívoco pelo fato da existência dos
isótopos, os quais são átomos de um mesmo elemento
químico que possuem entre si massas diferentes. Seu
modelo atômico também é conhecido como "modelo da
bola de bilhar".
Modelo Atômico de Dalton: "bola de bilhar".
O átomo seria uma esfera (partícula) maciça e
indivisível.
John Dalton
Thomson (1.897)
(métodos experimentais)
Pesquisando os raios catódicos, o físico inglês J. J.
Thomson demonstrou que os mesmos podiam ser
interpretados como sendo um feixe de partículas
carregadas de energia elétrica negativa, as quais foram
chamadas de elétrons. Utilizando campos magnéticos e
elétricos, Thomson conseguiu determinar a relação entre
a carga e a massa do elétron. Ele conclui que os elétrons
(raios catódicos) deveriam ser constituintes de todo tipo
de matéria pois observou que a relação carga/massa do
elétron era a mesma para qualquer gás que fosse
colocado na Ampola de Crookes (tubo de vidro rarefeito
no qual se faz descargas elétricas em campos elétricos e
magnéticos).
Com base em suas conclusões, Thomson colocou por
terra o modelo do átomo indivisível e apresentou seu
modelo, conhecido também como o "modelo de pudim
com passas":
Modelo de Thomsom: "pudim com passas".
O pudim é toda a esfera positiva (em azul) e as passas
são os elétrons (em amarelo), de carga negativa.
Thomson
Bohr (1.913)
(métodos experimentais)
Nota-se no modelo de Rutherford dois equívocos:
uma carga negativa, colocada em movimento ao redor de
uma carga positiva estacionária, adquire movimento
espiralado em direção à carga positiva acabando por colidir
com ela;
uma carga negativa em movimento irradia (perde) energia
constantemente, emitindo radiação. Porém, sabe-se que o
átomo em seu estado normal não emite radiação.
O físico dinamarquês Niels Bohr conseguiu "solucionar" os
equívocos cometidos por Rutherford baseando-se na
seguinte idéia:
um elétron num átomo adquire apenas certas energias, e
cada energia é representada por uma órbita definida,
particular. Se o elétron recebe energia ele pula para uma
outra órbita mais afastada do núcleo. Pode ocorrer no elétron
a perda de energia por irradiação, e sendo assim, o elétron
cai para uma órbita mais próxima do núcleo. Todavia o
elétron não pode ficar entre duas órbitas definidas,
específicas, pois essa não seria uma órbita estável ( órbita
não específica ).
Conclui-se então que: quanto maior a energia do elétron,
mais afastado ele está do núcleo.
Em outras palavras: um elétron só pode estar em
movimento ao redor do núcleo se estiver em órbitas
específicas, definidas, e não se encontra em movimento
ao redor do núcleo em quaisquer órbitas.
As órbitas permitidas constituem os níveis de energia do
átomo ( camadas K L M N ... ).
Niels Bohr
Rutherford (1911)
(métodos experimentais)
O modelo atômico de Rutherford é baseado nos
resultados da experiência que Rutherford e seus
colaboradores realizaram: bombardeamento de uma
lâmina muito fina (delgada) de ouro (Au) com partículas
alfa (que eram positivas).
Para ver e entender melhor a referida experiência, clique
na figura abaixo:
Rutherford e seus colaboradores verificaram que, para
aproximadamente cada 10.000 partículas alfa que
incidiam na lâmina de ouro, apenas uma (1) era desviada
ou refletida. Com isso, concluíram que o raio do átomo
era 10.000 vezes maior que o raio do núcleo.
Comparando, se o núcleo de um átomo tivesse o
tamanho de uma azeitona, o átomo teria o tamanho do
estádio do Morumbi.
Surgiu então em 1.911, o modelo do átomo nucleado,
conhecido como o modelo planetário do átomo: o átomo
é constituído por um núcleo central positivo, muito
pequeno em relação ao tamanho total do átomo porém
com grande massa e ao seu redor, localizam-se os
elétrons com carga negativa (compondo a "enorme"
eletrosfera) e com pequena massa, que neutraliza o
átomo.
Modelo atômico de Rutherford: modelo planetário do átomo.
O átomo é formado por um núcleo muito pequeno em
relação ao átomo, com carga positiva, no qual se concentra
praticamente toda a massa do átomo. Ao redor do núcleo
localizam-se os elétrons neutralizando a carga positiva.
Rutherford