ESTRUTURA ATÔMICA 1 - Quimica geral - lendel-hat

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Prof. : Ricardo Miranda e Edson Costa- QUÍMICA GERAL- Estrutura Atômica da Matéria
ESTRUTURA ATÔMICA DA MATÉRIA
Se dividirmos uma determinada matéria infinitas vezes, teremos partículas cada vez menores. Chegaremos num
tamanho final tão pequeno que não possibilitaria mais essa divisão. Esse pedaço, então, seria indivisível. Pelo menos essa
era a idéia que os homens tinham séculos atrás e devido a sua vontade de descobrir e explicar os acontecimentos da
natureza passaram a estudar a constituição da matéria.
LEUCIPO E DEMÓCRITO
A primeira concepção surgiu por volta de 450 a.C. pelo filósofo Leucipo: A matéria pode ser dividida em partículas
cada vez menores, sem nenhum experimento que comprovasse tal afirmação.
No ano de 400 a.C., outro filósofo, Demócrito, denominou essa partícula da matéria de ÁTOMO, onde A significa
NÃO e Thomos designa DIVIDIR. Portanto, a própria palavra átomo se define como sendo uma partícula não-divisível, isto
é, indivisível.
Muito tempo se passou sem que essa concepção de átomo fosse estudada cientificamente e somente no ano
de 1.803 ocorreu a primeira postulação experimental sobre o que seria esse "tal" de átomo, pelo cientista John Dalton.
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1)
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MODELO ATÔMICO DE DALTON
Dalton postulou a sua teoria atômica da seguinte forma:
O átomo é uma partícula maciça, indivisível e indestrutível.
Toda espécie de matéria é formada de átomos.
Com essas duas afirmações ele confirma a idéia de átomo de Leucipo e Demócrito.
Átomo de um mesmo elemento químico são iguais em todas as suas propriedades. Se os átomos forem diferentes,
suas propriedades físicas e químicas também serão diferentes.
4)
Um composto é formado pela combinação de átomos de dois ou mais elementos que se unem entre si em várias
proporções simples, sendo que cada átomo guarda a sua identidade química.
Através dessas duas últimas afirmações, Dalton institui a idéia de que elemento químico é a reunião de todos os
átomos de mesma característica e que a formação das diversas substâncias depende da combinação entre os
átomos.
Apesar de convincente, a Teoria Atômica de Dalton só satisfez até a descoberta da eletricidade e da
radioatividade, pelos físicos.
A eletricidade nada mais é do que cargas elétricas em movimento e a radioatividade, emissão de partículas em
alta velocidade. O modelo atômico de Dalton não conseguia explicar esses acontecidos, uma vez que para ele, o
átomo seria uma partícula, maciça, indivisível e indestrutível.
MODELO ATÔMICO DE THOMSON
Por volta do ano de 1.897, o cientista Joseph John Thomson, analisando a emissão de luz entre eletrodos presentes
num tubo de vidro onde existe vácuo, descobriu que partículas menores que o átomo saíam em alta velocidade do
eletrodo que tinha pólo negativo (cátodo) em direção ao eletrodo de pólo positivo (ânodo). Essas partículas, Thomson
concluiu que seriam os elétrons, como foi denominada por Stoney e, assim, acabara de derrubar o modelo atômico de
Dalton.
Para Thomson, o átomo seria uma esfera de carga positiva tendo as cargas elétricas negativas (elétrons)
homogeneamente distribuídos pela superfície dessa esfera. Essas cargas elétricas anulariam a carga positiva e, assim, o
átomo seria neutro.
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Mais tarde, o cientista alemão Eugen Goldstein verificou que o átomo não seria uma esfera positiva, mas que
tinha cargas positivas, denominadas por ele de prótons. Dessa forma, tornou-se necessário a proposição de um novo
modelo atômico, pois o de Thomson não satisfazia mais.
MODELO ATÔMICO DE RUTHERFORD
Ernest Rutherford, cientista nascido na Nova Zelândia, realizou, em 1.911, um experimento que conseguiu eliminar
de vez o modelo atômico de esfera rígida. Eis seu experimento:
Como já se conhecia a radioatividade e que o elemento químico Polônio emitia partículas positivas,
denominadas partículas alfa (), Rutherford protegeu esse Polônio com uma caixa de chumbo, deixando um pequeno
orifício por onde sairiam as partículas . À frente desse feixe de partículas, colocou uma finíssima lâmina de ouro, de
forma que essas partículas pudessem atravessá-la e, mais à frente colocou um anteparo com um material fluorescente,
o sulfeto de zinco (ZnS) que, ao ser atingido pela partícula, emitiria uma luminosidade. Intenso brilho ocorreu no anteparo
num determinado ponto, e outros pontos luminosos apareceram acima, abaixo, à direita, à esquerda e atrás da fonte
emissora de partículas .
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Rutherford, diante dos resultados do seu experimento, propôs:
O átomo apresenta mais espaço vazio do que preenchido.
A maior parte da massa do átomo está concentrada em uma pequena região central, denominada núcleo, dotada
de cargas elétricas positivas, os prótons.
Ao redor do núcleo, região denominada eletrosfera, estariam os elétrons, muito mais leves que os prótons e em
movimento circular acelerado ao redor do núcleo.
Esse modelo ficou conhecido como modelo planetário devido à semelhança entre esse modelo e o sistema solar.
Obs.: Em 1932, o cientista James Chadwick provou que no núcleo, existia também partículas sem carga(nêutrons). No
qual serviriam para “isolam os prótons”, evitando suas repulsões e conseqüente fragmentação.
Entretanto, os físicos impuseram um problema ao modelo de Rutherford. Cargas elétricas em movimento tendem
a perder energia, levando os elétrons a chocarem com o núcleo, destruindo o átomo... algo que não ocorre. Então,
novo modelo atômico teve de ser determinado.
Conceitos Fundamentais.
Número Atômico (Z)
Indica o número de prótons presente em um núcleo atômico. p+= Z
Ex.: 17Cl35.5 - Z= p+ = 11
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Número de Massa (A)
È a soma dos prótons mais nêutrons presentes no núcleo de um átomo  A = Z + N
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Elemento Químico:
È formado pela união de todos os átomos que apresenta o mesmo número atômico (Z).
Simbologia (representação):
EA
Z
Obs.: a massa atômica é sempre maior, exceção 1H1 (próton), onde são iguais.
Ex.: 1H1 (próton), 1H2 (deutério) e 1H3 (trítio) forma m o elemento químico hidrogênio (H).
C – símbolo do elemento carbono
Ca – símbolo do elemento cálcio
Cd - símbolo do elemento cádmio
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Átomo Eletricamente Neutro
È quando o número de prótons é igual ao número de elétrons.P+ = eEx.: 11Na°  P+ = 11 e e- = 11
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Íons
São espécies químicas que apresentam número de prótons igual ao número de prótons diferente do número de
elétrons.
P +  eE estão classificados em :
Cátions: São íons positivos, que se formam através da perda de elétrons. ( Cx+)
Ex.: 11Na+  P+ = 11 e e- = 10
Ânions: São íons negativos, que se formam através do ganho de elétrons. (Ay-)
Ex.: 7N3-  P+ = 7 e e- = 10
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Séria Isoeletrônica
È a série em que todas as espécies apresentam o mesmo número de elétrons. Deve-se observar que nessa série o
raio dos ânions é maior que o raio dos átomos neutros que tem raio maior que os cátions.
Ex.: 7N3-, 8O2-, 9F-, 10Ne°, 11Na+, 12Mg2+ e 13Al3++  todas as espécies apresentam 10 elétrons.
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Isótopos
São os dois ou mais átomos com o mesmo número atômico(Z) e diferentes massas atômicas (A).
Ex.: 1H1 (próton), 1H2 (deutério) e 1H3 (trítio)
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Isóbaros
São dois ou mais átomos com diferentes número atômico (Z) e mesma massa atômica (A).
Ex.: 21Sc42 e 22Ti42
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Isótonos
São dois ou mais átomos com diferentes número atômico (Z), diferente massa atômica (A) e mesmo número de
nêutrons.
Ex.: 20Ca40 e 17Cl35.5
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MODELO ATÔMICO DE BOHR
Em 1.913, o dinamarquês Niel Bohr (prêmio Nobel em 1.922) postulou a seguinte teoria,
ao analisar o espectro de
emissão de luz de determinado material:
1) Os elétrons nos átomos movimentam-se ao redor do núcleo em trajetórias circulares, de energia quantizada e fixa,
denominadas de camadas de energia ou níveis de energia.
Essas camadas, ou níveis, são infinitas, mas estudaremos apenas sete delas: K, L, M, O, P e Q. Cada camada suporta um
máximo de elétrons:
NÍVEL
CAMADA
...
1
K
2
L
3
M
4
N
5
O
6
P
7
Q
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