Química - aula 01 Estrutura atômica

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QUÍMICA GERAL
Profa. Jandyra Pires
Universidade Veiga de Almeida
Curso de Engenharia- Ciclo Básico
14/08/2013
Jandyra Pires
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PROCEDIMENTOS DE AVALIAÇÃO:
Nota de P1
Prova P1: 9,0 pontos.
Estudo Dirigido I: 1,0 ponto.
Nota de P2
Prova P2: 8,0 pontos.
Estudo Dirigido II: 1,0 pontos.
Seminário: 1,0 pontos.
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Nota de 2ª Chamada: Prova de 2ª Chamada valendo 10,0 pontos. Os trabalhos da prova P1 que faltou não são considerados. O aluno que faltar às duas provas, P1 e P2 só poderá fazer 2ª chamada de uma delas. O conteúdo da 2ª chamada corresponde a todo o conteúdo dado até a data da mesma.
Nota de P6: Prova de P6 valendo 10,0 pontos.
OBS: Alunos em situações como: trabalhar embarcado, plantão e atividades análogas estarão sujeitos às mesmas avaliações.
Bibliografia oficial:
Brown, LeMay, Bursten. Química ciência central. Capítulo 18. 9ª Ed. Pearson
Outras opções:
Brady e Huminston
Química Geral Vol.1
Livros Técnicos e Científicos Editora.
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Recursos da Universidade Veiga de Almeida
As aulas em power point e as questões para o estudo dirigido bem como outros materiais de apoio poderão ser disponibilizadas para o aluno nos sistemas:
Sistema do aluno (acessar de qualquer computador)
Pasta do professor: acessar dos computadores do laboratório de informática.
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Química Geral - Aula 01
ESTRUTURA ATÔMICA
Graduação em engenharia / UVA
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A HISTÓRIA DO ÁTOMO
Gregos: a matéria é feita de átomos (indivisível)
Aristóteles: o átomo é divisível?
VI aC: Thales de mileto: o experimento do bastão de vidro e do filete de água;
B. Franklin (1706-1790)- descobriu que raios são eletricidade, inventou o pára-raios, formulou a hipótese da eletricidade –/+ e descobriu que cargas opostas se atraem e cargas iguais se repelem.
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A HISTÓRIA DO ÁTOMO
1800- Alessandro Volta cria a pilha como forma de produzir corrente elétrica;
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John Dalton, 1766-1844
Era filho de um tapeceiro inglês pobre;
Dava aulas desde os 12 anos;
Passou a maior parte da sua vida em Manchester onde lecionou no ensino médio e na universidade;
Seu interesse em meteorologia o fez estudar os gases e consequentemente, química;
Estudava a teoria atômica eventualmente.
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Dalton (1766-1844):
O átomo é indivisível porque:
Todos os átomos de um dado elemento são idênticos;
A matéria é feita de proporções fixas de átomos;
Nas reações químicas um átomo não se converte em outro e não são criados e nem desaparecem.
Confirmou as Leis de Lavoisier (conservação da massa) e de Dalton (composição constante). Ex: H2O tem sempre 2 H e 1 O.
Sec XIX- experimentos com descargas elétricas em gases.
Geissler, 1854 – Criou o tubo de descarga: eletrodos nas extremidades e gás no interior sob baixa pressão: emissão de luz de cor específica para cada gás/pressão/voltagem.
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As partículas subatômicas, os raios catódicos e os elétrons. Sec XVII
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Crookes 1875
Utilizou gases mais rarefeitos em uma ampola e tensão elétrica muito elevada
Observou mancha luminosa em frente ao catodo
Chamou de raios catódicos (hoje: RX e TV de tubo).
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A DESCOBERTA DO ELÉTRON
EXPERIMENTO DE THOMSON, 1897. (Premio Nobel em 1906)
As partículas eram desviadas para o polo positivo sugerindo que continham carga negativa e foram chamadas elétrons (âmbar ou elektra-Tales de Mileto, VI aC).
Tubo de raios catódicos (contendo gás) e anteparo fluorescente: catodo (fonte de elétrons) / anodo/ fenda/ placas de polos opostos/anteparo fluorescente
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http://www.youtube.com/watch?v=4VeBBJA7m2w
http://www.youtube.com/watch?v=ITBBbR941jY
Usou ampolas de Crooks acrescidas de duas placas metálicas carregadas elétricamente.
Mudando o tipo de gás, o resultado era o mesmo.
Observações, Conclusões e Extrapolações de Thomson
Toda a matéria é formada das mesmas partículas (que formam os raios catódicos);
As partículas que formam os raios catódicos sempre correm na direção da placa positiva (anodo) e por isso são negativas;
Foi possível medir a proporção carga-massa do elétron: 1,76x108 Coulomb (unidade de carga elétrica) por grama.
Chamou as partículas de elétrons;
Extrapolações:
Elétrons são partículas indivisíveis;
Contrariam o átomo indivisível de Dalton.
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Tubo de raios catódicos utilizado por Thomson (1856-1940) para descobrir o elétron
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Relação carga/massa dos elétrons (e/m)
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http://www.youtube.com/watch?v=pNg-R7k3Kh0
A DESCOBERTA EXPERIMENTAL DA CARGA DO ELÉTRON PERMITIU CALCULAR A SUA MASSA: 1908, MILLIKAN. 
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Óleo aspergido sobre par de placas metálicas paralelas.
Gotículas atravessam orifício na placa superior e o ar entre placas é bombardeado por R- X que arrancam elétrons do gás.
Os elétrons são capturados pelas gotículas de óleo que adquirem carga elétrica negativa.
OBS: A velocidade da queda da gota pode ser diminuída ou anulada se for aplicada uma corrente elétrica entre as placas.
A massa da gota (OBTIDA PELA SUA VELOCIDADE DE QUEDA -OBSERVADA) e a quantidade de carga nas placas, placa necessária para manter a gota suspensa permitiram calcular a quantidade de carga da gota, que é sempre um múltiplo de -1,6 X 10-19Coulombs (deduzindo: carga do elétron).
Pela razão carga/massa do elétron, foi possível descobrir que a massa do elétron é 9,11 x 10-28g, ou seja, infinitamente pequena.
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Modelo atômico de Thomson
O pudim de passas!
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Este modelo consegue explicar:
Eletrização por atrito: separava cargas elétricas;
Corrente elétrica: fluxo de elétrons;
Formação de íons + e íons – conforme o átomo tenha falta ou excesso de elétrons;
Descargas elétricas em gases: quando os elétrons são arrancados dos seus átomos.
Radioatividade: Nobel de Física em 1911 para os três; e para Marie Curie, seu 2º Nobel em 1911
Henri Bequerel (1852-1908): urânio emite radiação de alta energia chamada radioatividade.
Jean e Marie Curie (1867-1934): isolaram os componentes radioativos do urânio:
Raios alfa = núcleo do hélio
Raios beta = elétron
Raios gama= alta energia sem matéria
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O núcleo do átomo!
Próton – a 2ª partícula subatômica.
Ernest Rutherford, Nobel de química em 1908
e as partículas alfa do casal Curie.
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O MODELO ATÔMICO DE RUTHERFORD
o experimento de 1910
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FONTE RE RAIOS ALFA: POLÔNIO
Raios alfa: partículas positivas (íon He++)
A maior parte das partículas alfa atravessa a folha de ouro como se ela fosse uma peneira.
Apenas algumas partículas eram desviadas ou até, retrocediam.
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O MODELO ATÔMICO DE RUTHERFORD
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http://valeriavilma.blogspot.com.br/2010/04/evolucao-do-modelo-atomico-ideia.html
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Conclusões:
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Os átomos (do ouro) são formados de pequenos núcleos positivos muito densos contendo todos os prótons e, portanto, a maior parte da massa do átomo.
Os elétrons são infinitamente menores e ficariam em outra região do átomo, e muito afastados entre si.
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Nêutrons
Se o núcleo é positivo, como é que os prótons não se repelem e o núcleo não desmorona?
1932, Chadwick: verificou que o núcleo do Be emite partículas sem carga e de massa semelhante à dos prótons.
Os neutrons isolam os prótons evitando suas repulsões.
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A visão moderna da estrutura atômica
O átomo é formado de prótons, nêutrons e elétrons.
Comparação entre prótons, nêutrons e elétrons
Partícula
Carga
Massa
Massa relativa
Próton
Positiva +1
1,0073
1
Nêutron
Neutra
1,0087
1
Elétron
Negativa -1
5486 x 10-4
1/1836
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Átomo no estado elementar:
No de prótons = no de elétrons
Núcleo (mto pequeno): 
prótons + nêutrons
Eletrosfera: mais vazia do que cheia
A atração dos elétrons pelo núcleo determina as diferenças entre os elementos químicos
A visão moderna
simplificada da estrutura atômica
Massa do átomo mais pesado: 4x10-22g
1u.m.a.= 1,66054x10-24g
Massa do próton: 1,0073u
Massa do nêutron: 1,0087u
Massa do elétron: 5,486x10-4u = 1836x a massa do próton.
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Medidas do átomo:
10-10 a 5x10-10m
100 a 500 pm
1 a 5 Ângstrons (não aceito pelo SI).
Microscópio de tunelamento
Mostrando átomos na platina
A perda de elétrons altera a massa de um átomo?
Diâmetro da moeda de 1cm norteamericano: 19mm
Diâmetro do átomo de prata (Ag)= 2,88 A.
Quantos átomos de Ag podem ser arranjados lado a lado em linha reta ao longo do diâmetro de uma moeda de 1 cm?
OBS: 1mm = 10-3m e 1 A= 10-10m.
R: 6,6 x 107 átomos de Ag.
Diâmetro do núcleo= 10-4 A e carrega a maior parte da massa do átomo.
d=1013-1014 g/cm3.
Se uma caixa de fósforos tivesse essa densidade, pesaria 1,5 bilhões de t.
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Isótopos, números atômicos e números de massa.
O que torna um átomo de um elemento diferente do átomo de outro elemento?
Todos os átomos de um elemento têm o mesmo número de prótons (Z= número atômico) no núcleo.
Isótopos: átomos que diferem quanto ao número de nêutrons mas têm o mesmo número de prótons: 12C e 14C
OBS: 12 e 14 correspondem aos seus números de massa.
A= p+n
Isótonos: átomos com mesmo numero de nêutrons;
Isóbaros: átomos com mesmo número de massa.
Quantos prótons, nêutrons e elétrons existem em um átomo de 197Au, sendo que seu número atômico é 79?
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ESPECTRÔMETRO DE MASSA
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Pesos atômicos ou massas atômicas
Século XIX
H2O
1 átomo de H e 2 átomos de O
Descobriram que cada 100,0g de água contém 11,1g de H e 88,9g de O.
A água contém 88,9/11,1= 8 vezes mais O por massa de H.
Concluíram que um átomo de O teria 2x8=16 vezes mais massa que um átomo de H.
H= massa relativa 1
O= massa relativa 16
Hoje:
H tem massa 1,6735 x 10-24 g e 1g= 6,02214x1023u
1 u.m.a= massa de 12u para o isótopo do 14C.
Nesta unidade a massa do nuclídeo 1H é 1,0078u e a do nuclídeo 16O é 15,9949u.
Peso atômico= massa atômica média de todos os isótopos de um átomo, proporcional à sua abundância fracionada.
Peso molecular: soma dos pesos atômicos de todos os átomos de uma molécula. Ex: calcule o peso molecular da água.
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Preparo de soluções e diluição de soluções. Exercício: Calcule quanto pesar de CuSO4 para preparar 10 mL de uma solução 5mM de CuSO4. Descreva o procedimento do preparo.
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Erro de Paralaxe
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