Aulas_2_e_3_-_Revisao_e_Estrutura_Atomica

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REVISÃO
Disciplina: Química Geral
Prof. Dra. Caroline Schneid
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ÁTOMO: É a menor partícula de um elemento que retém as propriedades características deste elemento. 
Qual a diferença entre elementos e átomos
ELEMENTO: Conjunto de átomos com as mesmas massas e tamanhos – apresentam as mesmas propriedades.
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COMPOSTO QUÍMICO: Quando substâncias elementares diferentes são unidas por ligação química.
Qual a diferença entre compostos e moléculas
TIPOS DE COMPOSTOS: 
NaCl: constituído de íons;
H2O: consistem em moléculas.
MOLÉCULAS: menores unidades que retêm as características química e de composição do composto.
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Qual a diferença entre índice e fórmula
CH4
H2SO4
H2O
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Podem ser observadas e medidas sem alterar a composição de uma substância – usadas na identificação de substâncias. 
PROPRIEDADES FÍSICAS
EXEMPLOS: 
Cor;
Estado da matéria;
Pontos de fusão e ebulição;
Densidade;
Solubilidade, entre outras.
DENSIDADE: razão entre a massa de um objeto e seu volume.
d = m/v (em g/cm3)
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Utiliza-se unidades do sistema internacional.
UNIDADES DE MEDIDA
MASSA – Kg
COMPRIMENTO – m
TEMPO – s
TEMPERATURA – K
QUANTIA DE SUBSTÂNCIA – mol
Para quantidades maiores ou menores usa-se os prefixos.
Mega – M – 106
Quilo – K – 103
Deci – d – 10-1
Centi – c – 10-2
Mili – m – 10-3
Micro - µ - 10-6
Nano – n – 10-9
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Fahrenheit;
Celsius;
Kelvin.
TEMPERATURA
T (oC) = 5/9[T(oF)-32]
T(K) = T(oC) +273,15
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Um mol contém sempre o mesmo número de partículas, não importa qual substância. 
MOL
1mol = 6,0221415x1023 partículas
Na: 1mol = 23g/mol = 6,022x1023 átomos.
Pb: 1mol = 207g/mol = 6,022x1023 átomos.
É massa em gramas de 1 mol de qualquer elemento.
Unidade: g/mol
MASSA MOLAR
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Calcule a massa molar de:
NaHCO3
 CuSO4 . H2O
C22H24N2O8 (antibiótico tetraciclina)
Na2CO3
CuBr2
CaH2
KNO3
EXERCÍCIOS
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1) 2,5 mols de Pb correspondem a quantas gramas?
2) Qual a massa, em gramas, de 1,5 mol de Si?
3) Qual é a quantia (mols) de S representada por 454g? Quantos são os átomos?
4) C + 4H → CH4
No de mols →
Quant. Em gramas →
Nº de partículas →
EXERCÍCIOS
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ESTRUTURA ATÔMICA
Disciplina: Química Geral
Prof. Dra. Caroline Schneid
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ANTIGUIDADE:
Acreditava-se que dividindo a matéria em pedaços cada vez menores, chegar-se-ia a um ponto onde partículas, cada vez menores, seriam invisíveis ao olho humano e indivisíveis. 
ÁTOMO = INDIVISÍVEL (grego) 
Do que é formada a matéria
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MODELOS ATÔMICOS
MODELO DE DALTON: criador da primeira teoria atômica.
John Dalton
(1766-1844)
ÁTOMO: esfera sólida e contínua, indivisível e indestrutível.
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A teoria atômica de Dalton satisfez a explicação de leis fundamentais:
Lei da conservação da massa
Lei da proporção definida (Proust)
E predisse:
Lei das proporções múltiplas (Dalton)
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POSTULADOS DE DALTON:
1- Toda matéria é formada por entidades extremamente pequenas, os átomos.
2- Os átomos são indivisíveis.
3- O número de átomos diferentes que existe na natureza é relativamente pequeno.
4- A formação de materiais se dá por meio de diferentes associações entre átomos iguais ou não. Essas associações são os átomos-compostos ( molécula).
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Por que as substâncias reagem da forma como se observa
Entretanto...
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MODELO DE THOMSON: Conhecido como “Pudim de passas”
Thomson
(1856-1940)
Descobriu uma partícula atômica portadora de carga elétrica negativa, O ELÉTRON.
ÁTOMO: eletricamente neutro – massa de carga positiva onde os elétrons estavam mergulhados
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MODELO DE RUTHERFORD:
1896: Becquerel descobriu que urânio emitia radiação – radioatividade;
Anos mais tarde: Curie descobriu radioatividade ainda mais forte no polônio e rádio;
1898: Rutherford verificou que algumas emissões radioativas se subdividiam quando submetidas a uma campo elétrico.
Rutherford
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MODELO DE RUTHERFORD:
RADIAÇÕES α: partículas positivas e mais pesadas.
RADIAÇÕES β: partículas negativas e mais leves.
RADIAÇÕES γ: não teriam massa.
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EXPERIÊNCIA DE RUTHERFORD:
CONCLUSÃO:
Haviam grandes espaços vazios – a maioria não sofreu desvio;
Uma região central – as partículas colidiam e voltavam;
Uma região com vãos livres – partículas passavam e desviavam.
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MODELO ATÔMICO DE RUTHERFORD:
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Se o núcleo é formado por partículas positivas, por que elas não se repelem?
NEUTRONS – sem carga e massa igual a dos prótons
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DO QUE O NÚCLEO É COMPOSTO ?
PRÓTONS: partículas de massa muito maior do que a do elétron e de carga igual, mas de sinal oposto.
NÊUTRONS: partículas de massa aproximadamente igual à de um próton, mas eletricamente neutra.
ALGUMAS PROPRIEDADES DAS PARTÍCULAS ENCONTRADAS EM UM ÁTOMO:
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CONCEITOS SOBRE O ÁTOMO
NÚMERO ATÔMICO (Z): quantidade de prótons.
Z = p = e
NÚMERO DE MASSA (A): a soma das partículas que constitui o átomo. 
A = Z + n
REPRESENTAÇÃO DE UM ÁTOMO
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SEMELHANÇA ATÔMICA
ISÓTOPOS: mesmo número de prótons.
ISÓBAROS: mesmo número de massa.
ISÓTONOS: mesmo número de nêutrons.
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ISOELETRÔNICOS: mesmo número de elétrons.
ÍONS: são átomos que ganharam ou perderam elétrons 
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ÁTOMO NEUTRO:
ÍON:
Z =
p =
e =
n =
A =
Z =
p =
e =
n =
A =
20
20
20
20
40
20
20
18
20
40
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MODELO DE BOHR:
Niels Bohr
(1883-1962)
Os elétrons se situam em diferentes distâncias do núcleo;
A eletrosfera é dividida em níveis de energia, dentro dos quais situam-se os elétrons.
Energia crescente K → Q (nível 1 → 7).
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MODELO DOS ORBITAIS ATÔMICOS:
Devido a dificuldade de se prever a posição exata de um elétron na eletrosfera, o cientista Erwin Schrödinger foi levado a calcular a região onde haveria maior probabilidade de se encontrar o elétron – ORBITAL.
ORBITAL: região ao redor do núcleo onde é máxima a probabilidade de encontrar um elétron. 
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NÍVEIS:
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SUBNÍVEIS:
Os níveis de energia estão divididos em regiões ainda menores, chamadas de subníveis. 
s, p, d e f
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DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA
DIAGRAMA DE LINUS PAULING.
Número máximo de elétrons por camada:
K = 2 elétrons
L = 8 elétrons
M = 18 elétrons
N = 32 elétrons
O = 32 elétrons
P = 18 elétrons
Q = 2 elétrons
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EXERCÍCIOS
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