Terceira aula de química

Terceira aula de
química
Nome: Laísa
24/04/2017
O modelo atômico de Thomson
• Foi proposta em 1898 pelo físico inglês Joseph John
Thomson.
• Ele derrubou a teoria da indivisibilidade do átomo
proposta por John Dalton.
• Confirmou e provou a existência de elétrons (partículas com carga
elétrica negativa) no átomo.
• Teve como base o tubo de Crookes, criado pelo físico e químico inglês Sir
William Crooks.
• Apresenta dois eletrodos (polo)
de metais, nas extremidades.
• Quando um gás rarefeito
(pouco denso), em baixa
pressão, é submetido a uma
alta tensão elétrica, produz um
feixe de luz (composto por
cargas elétricas) que parte do
polo negativo (cátodo) em
direção ao polo positivo
(ânodo).
• Essas
partículas
negativas
foram
denominadas
de
elétrons.
 Considerações propostas pelo modelo atômico de Thomson:
o O átomo é uma esfera, mas não maciça;
o Como o átomo apresenta elétrons, que possuem cargas negativas, logo,
deve apresentar partículas positivas para que a carga final seja nula;
o Os elétrons não estão fixos ou presos no átomo, podendo ser
transferidos para outro átomo em determinadas condições;
o Associou o seu modelo a um pudim de passas.
O modelo atômico de Rutherford
• Em 1911, o cientista Ernest Rutherford apresentou à
comunidade científica o seu modelo atômico.
• Foi o terceiro na história da Atomística.
• Foi considerado o modelo que estimulou toda a
evolução do conhecimento sobre o átomo.
• O seu modelo iniciou-se a partir do estudo das propriedades dos raios
X e das emissões radioativas.
Experimento realizado por Rutherford
Características do modelo atômico de
Rutherford
• Também é chamado de modelo
do sistema solar.
Átomo de Hidrogênio por Niels Bohr
• Complementou o modelo de Rutherford.
• O hidrogênio é o átomo mais simples que existe: seu
núcleo tem apenas um próton e só há um elétron
orbitando em torno desse núcleo.
 Bohr propôs alguns “postulados”:
o O elétron gira em torno do núcleo em uma órbita circular, como um
satélite em torno de um planeta.
o Enquanto estiver em uma de suas órbitas permitidas, o elétron não emite
nem recebe nenhuma energia (órbitas estacionárias).
o Quando um elétron muda de órbita o átomo emite ou absorve um
"quantum" de energia luminosa.
Números químicos
• Número atômico (Z): é o número de unidades de carga positiva (prótons)
do núcleo do átomo.
Elemento químico é um conjunto de átomos de mesmo número atômico.
Número atômico (Z)
Elemento químico
• Número de massa (A): número de prótons somado ao número de nêutrons
de um átomo.
A=Z+N
• Isótopos: átomos que apresentam o
mesmo número atômico (Z) e diferentes
números de massa (A) são isótopos de um
mesmo elemento químico.
Distribuição eletrônica
• A eletrosfera, onde se localiza os elétrons, pode ser divida em 7
camadas eletrônicas que são representadas, na devida ordem (de
dentro para fora), pelas letras maiúsculas K, L, M, N, O, P e Q.
• O que é camada de valência?
Nível de energia
Camada
Número máximo de elétrons
1º
K
2
2º
L
8
3º
M
18
4º
N
32
5º
O
32
6º
P
18
7º
Q
8
Diagrama de Pauling
Diagrama de Pauling
Exemplos:
Tabela periódica
• Relação completa de todos os elementos químicos conhecidos.
• São organizados em ordem crescente de seus números atômicos (Z).
• 7 linhas, chamadas de períodos.
• 18 colunas, chamadas de grupos ou famílias.
• Os elementos de um mesmo período têm como característica possuir
o mesmo número de níveis eletrônicos.
• Os elementos de uma mesma família têm como características
apresentar o mesmo número de elétrons na camada de valência e
exibir propriedades químicas e físicas semelhantes.
Tabela periódica moderna
 A tabela pode ser dividida em dois grandes grupos de elementos: os
representativos e os de transição.
o Elementos representativos: ocupam as colunas 1, 2, 13, 14, 15, 16, 17 e
18. A camada de valência desses elementos apresenta o subnível s ou p.
Externa
o Elementos de transição
Interna
o Elementos de transição externa: estão situados nas colunas de 3 a 12 e
têm o subnível d como o mais energético.
o Elementos de transição interna: são representados em linhas separadas
na Tabela Periódica. Esses elementos deveriam ocupar conjuntamente o
6º e o 7º períodos da coluna 3. Apresentam o subnível f como o mais
energético.
Estado Físico dos elementos
• Metais apresentam brilho característico, são bons condutores térmicos e
elétricos.
• Ametais possuem propriedades opostas às dos metais.
• Gases nobres apresentam baixíssima reatividade química e é quase rara a ligação
desses elementos com outros. Em temperatura ambiente são gasosos.
 Algumas famílias importantes:
Propriedades periódicas
• Raio atômico: é a distância entre o centro do núcleo de um átomo
e a camada mais externa da eletrosfera (camada de valência).
• Potencial de ionização ou energia de ionização: é a energia
necessária para retirar um ou mais elétrons do nível mais externo
de um átomo.
• Eletronegatividade: é a representação da tendência de um átomo
atrair elétrons em uma ligação química.
Obs: não se define eletronegatividade para os gases nobres, pois os mesmos
não precisam receber elétrons, pois possuem a camada de valência completa.
Questão 1:
(PUC Minas) Considere os elementos: B, Al, C, Si. Sobre ele é
CORRETO afirmar:
a) O Al possui o maior caráter metálico
b) O B apresenta o maior raio atômico.
c) O C é o átomo menos eletronegativo.
d) O Si apresenta a maior energia de ionização.
Referências
• Apostila Bernoulli. Editora Bernoulli, 2014.
• DIAS, Diogo Lopes. "Modelo atômico de Thomson"; Brasil Escola. Disponível
em <http://brasilescola.uol.com.br/quimica/o-atomo-thomson.htm>.
Acesso em 21 de abril de 2017.
• DIAS, Diogo Lopes. "Modelo atômico de Rutherford"; Brasil Escola.
Disponível em <http://brasilescola.uol.com.br/quimica/o-atomorutherford.htm>. Acesso em 21 de abril de 2017.
• Ciências da natureza: química / Amadeu Moura Bego, organizador. – [2. ed.]
– São Paulo: Cultura Acadêmica, 2016. (Cadernos dos cursinhos préuniversitários da Unesp; 5)