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* Profª Natalia Caliman FACULDADE PITÁGORAS CAMPUS GUARAPARI * O ATOMO Átomo ("atomon") significa "que não pode ser dividido". Histórico do Átomo: Modelo dos gregos - Atomismo; Modelo de 1808 - Dalton Modelo de 1898 – Thompson Modelo de 1911 – Rutherford Modelo de 1913 – Bohr Modelo de 1916 – Sommerfeld Modelo Atual * Leucipo – Afirmou que a matéria podia ser dividida em partículas menores. Demócrito – defendeu a idéia de Leucipo e chamou de ÁTOMO. Idéia filosófica usado para explicar o universo, onde uma pequena partícula era formadora de tudo. O Átomo dos Gregos A idéia inicial do que era Átomo, surgiu a partir de afirmações feitas por dois grandes filósofos gregos: Demócrito de Abdera 420a.c. Atomismo A = não Tomos = partes + . Átomo = indivisível Era uma partícula indivisível, compacta e indestrutível. * O Átomo de 1808 - Dalton Matéria era formada por átomos; Átomos de símbolo possuem propriedades diferentes; Compostos químicos = combinação de dois ou mais átomos. Procurando explicar as leis de Lavoisier e Proust, o cientista John Dalton, criou uma teoria baseada na idéia do atomismo. John Dalton Essa teoria dizia: Era uma esfera indivisível, maciça, homogênea, de massa e volume variando de acordo com o elemento. * Usando um aparelho chamado de AMPOLA DE CROOKES, o cientista derrubou o modelo de Dalton. Experiências com descargas elétricas de gases e radioatividade, comprovou a natureza elétrica, tanto positiva (massa da esfera), como a negativa (partículas contida nessa massa); O Átomo de 1898 - Thompson A matéria tende a ficar neutra; O nº de cargas positivas era igual ao de cargas negativas; Stoney nomeou a unidade de carga negativa de ELÉTRON e Thompson comprovou sua existência. Essa teoria dizia: Era uma esfera, não maciça, mas “incrustada de elétrons” de modo que a carga total fosse nula. Joseph John Thompson * O Átomo de 1911 - Rutherford Ernest Rutherford bombardeou uma finíssima lâmina de ouro com partículas alfa ( - positiva) emitidas de elemento Polônio. A maioria das partículas atravessavam a lâmina; Poucas partículas desviavam seus caminho; Algumas partículas bateram em algo forte e firme e retornaram. Ele deduziu que: Ernest Rutherford O átomo era um grande espaço vazio, onde chamou de eletrosfera; No centro dessa espaço, há uma entidade pequena, o qual o chamou de núcleo; Esse núcleo é pequeno, denso e de carga positiva. A partir dessa dedução, ele concluiu que * Era uma grande vazio contendo um núcleo denso,minúsculo e positivo em seu centro. * A eletrosfera era dividida em camadas ou órbitas ou níveis; Havia 7 níveis, denominado K,L,M,N,O,P,Q, onde a energia era maior quanto mais distante era o nível do centro; Núcleo e a eletrosfera se atraiam, por serem de cargas opostas; O elétron em sua órbita não consome, nem libera energia(estado fundamental); Se alguma energia externa fosse emitida, o elétron absorveria essa energia, saltando para um nível mais forte. Ao fim dessa emissão o elétron voltava para o seu nível e liberava essa energia na forma de luz (fóton). O Átomo de 1913 - Bohr O modelo de Rutherford foi muito criticado pelos físicos. Bohr tentando justificar as críticas, aperfeiçoou o desenho e deduziu o seguinte: Baseado na experiência dos ESPECTROS DE EMISSÃO. Bohr deduziu: Niels Bohr * Era um grande vazio dividido em 7 níveis,contendo um núcleo dividido em prótons e nêutrons. * Os níveis de energia eram divididos em regiões ainda menores – surge os SUBNÍVEIS; As denominações dos subníveis eram de acordo com a forma geométrica em que eram observados (circulares ou elípticas). O Átomo de 1916 - Sommerfeld Observando espectros de emissão mais complexos, Sommerfeld deduziu teorias sobre os níveis de energia que alterariam algumas idéias dos modelos passados. Ele deduziu que: S = Sharp P = principal D = diffuse F = fine * Teorias Finais De Broglie Propôs que os elétrons tinham comportamento duplo: PARTÍCULA-ONDA Heisenberg Sugeriu que os elétrons não estavam em órbitas, mas em regiões de maior possibilidade de encontrá-los (ORBITAL). Órbitas (níveis) Orbital Núcleo * O Átomo Atual Eletrosfera: Núcleo Elétrons Prótons Nêutrons Nucleons * ELEMENTOS QUÍMICOS ZXA ou AzX Símbolo do elemento: X Número de massa: A Número atômico: Z As partículas atômicas são representadas assim: Número de prótons: P Número de elétrons: e Número de nêutrons: n ONDE: P = Z P = Z = e A = p + n n = A - Z * ELEMENTOS QUÍMICOS 20Ca40 Número atômico → Z = 20 Número de prótons → P = Z = 20 Número de elétrons → P = Z = e = 20 Número de nêutrons → n = A – Z n = 40 – 20 n = 20 Número de massa → A = P + n A = 20 +20 A = 40 PORTANTO: O Cálcio (Ca) possui: Z = 20, P = 20, e = 20, n = 20 e A = 40. * ELEMENTOS QUÍMICOS 9F19 Os dados da Tabela fornecem Z e A, cálculo de n, e, P: Número de prótons → P = Z = 9 Número de elétrons → P = e = 9 Calcule n e P? Número de nêutrons → n = A – Z n = 19 – 9 n = 10 Só para confirmar o número de massa → A = P + n A = 9 + 10 A = 19 * Isótopos São átomos do mesmo elemento químico, portanto têm o mesmo número atômico (Z), que apresentam diferentes números de massa (A). Isso significa átomos com mesmo número de prótons e diferentes números de nêutrons. A maior parte dos elementos químicos é uma mistura de isótopos. * isótopos * isótopos Representação * isótopos * isótopos * Isóbaros Isóbaros são átomos de diferentes elementos químicos e, portanto, de diferentes números atômicos (Z), que apresentam o mesmo número de massa (A) * Isóbaros * Isótonos Isótonos são átomos que diferem no número atômico (Z, número de prótons) e no número de massa (A), porém apresentam o mesmo número de nêutrons. A propriedade entre os átomos de elementos químicos diferentes que apresentam o mesmo número de nêutrons é denominada isotonia. * Isótonos * Isótopos, Isóbaros, Isótonos * TABELA PERIÓDICA Na tabela periódica atual, os elementos químicos: 1 - estão dispostos em ordem crescente de número atômico ( z ). 2 - originam os períodos na horizontal (em linhas ). 3 – originam as famílias ou grupos na vertical (em colunas ). * Tabela Periódica 1 - Metais: apresentam brilho metálico, conduzem corrente elétrica e são maleáveis. 2 - Ametais: não apresentam brilho metálico, não conduzem corrente elétrica e fragmentam-se. 3 - Semimetais: apresentam brilho metálico, têm pequena condutibilidade elétrica e fragmentam-se. 4 - Hidrogênio: é um elemento atípico, pois possui a propriedade de se combinar com metais, ametais e semimetais. 5 - Gases nobres: sua principal característica química é a grande estabilidade, ou seja, possuem pequena capacidade de se combinar com outros elementos. * NOMECLATURA 1 ou IA metais alcalinos 2 ou IIA metais alcalinos terrosos 13 ou IIIA família do boro 14 ou IVA família do carbono 15 ou VA família do nitrogênio 16 ou VIA calcogênios 17 ou VIIA halogênios 18 ou VIIIA gases nobres * TABELA PERIÓDICA MASSA Atômica * Estrutura da Tabela Periódica Propriedades periódicas: ocorrem à medida que o número atômico de um elemento químico aumenta, ou seja, assume valores que crescem e decrescem em cada período da Tabela Periódica. Entre as propriedades periódicas temos: raio atômico, energia de ionização, eletroafinidade, eletronegatividade Propriedades aperiódicas: os valores desta propriedade variam à medida que o número atômico aumenta, mas não obedecem à posição na Tabela, ou seja, não se repetem em períodos regulares. Exemplos de propriedades aperiódicas: calor específico, índice de refração, dureza e massa atômica * Estrutura da Tabela Periódica Períodos: são as linhas horizontais, definem o número de camadas dos elementos * Estrutura da Tabela Periódica Grupos ou Famílias: são as linhas verticais, definem o número de elétrons da camada de valência. * RAIO ATÔMICO É a distância que vai do núcleo do átomo até o seu elétron mais externo. * RAIO ATÔMICO * RAIO ATÔMICO Número de níveis (camadas): quanto maior o número de níveis, maior será o tamanho do átomo. Caso os átomos comparados apresentem o mesmo número de níveis (camadas), devemos usar outro critério. Número de prótons: o átomo que apresenta maior número de prótons exerce uma maior atração sobre seus elétrons, o que ocasiona uma redução no seu tamanho. * RAIO ATÔMICO Li Na K Rb Cs Fr * ENERGIA DE IONIZAÇÃO É a energia necessária para remover um ou mais elétrons de um átomo isolado no estado gasoso. X (g) + Energia → X+(g) + e- * Quanto maior o tamanho do átomo, menor será a energia de ionização. He Ne Ar Kr Xe Rn H Fr * AFINIDADE ELETRÔNICA OU ELETROAFINIDADE É a energia liberada quando um átomo isolado, no estado gasoso,“captura” um elétron. X (g) + e- → X-(g) + Energia * H Fr AFINIDADE ELETRÔNICA F EXCETO GASES NOBRES * ELETRONEGATIVIDADE A força de atração exercida sobre os elétrons de uma ligação. * B C N O F Cl Br I H Fr ELETRONEGATIVIDADE * ELETROPOSITIVIDADE CARÁTER METÁLICO: Propriedade periódica associada à reatividade química. Capacidade de reagir – contrario da eletronegatividade * ELETROPOSITIVIDADE Fr * PROPRIEDADES FÍSICAS DOS ELEMENTOS DENSIDADE É relação entre a massa e o volume de uma amostra d = Massa (g) Volume (cm3) * DENSIDADE Os Ósmio (Os) é o elemento mais denso (22,57 g/cm3) * ALGUNS VALORES: dNa= 0,97 g/cm3 dMg = 1,74 g/cm3 dHg = 13,53 g/cm3 dOs= 22, 57 g/cm3 * Observação: Metais leves ( d < 5 g/cm3 ): Mg, Al, Na, K, Sr, Ba … Metais pesados (d > 5 g/cm3 ): Cr, Fe, Ni, Cu, Zn, Ag, Pt, Pb, Au, Hg, Os * TEMPERATURA DE FUSÃO (TF) E TEMPERATURA DE EBULIÇÃO (TE) TF : temperatura na qual uma substância passa do estado sólido para o estado líquido. TE: temperatura na qual uma substância passa do estado líquido para o estado gasoso. * O tungstênio (W) apresenta TF = 3410 C * Propriedades Periódicas RESUMO GERAL:
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