Evolução dos Modelos Atômicos e Leis Ponderais

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ESTRUTURA ATÔMICA
	450 a.C. - Leucipo
	A matéria pode se dividir em partículas cada vez menores.
	1911 - Rutherford
	O átomo não é maciço nem indivisível. O átomo seria formado por um núcleo muito pequeno, com carga positiva, onde estaria concentrada praticamente toda a sua massa. Ao redor do núcleo ficariam os elétrons, neutralizando sua carga. Este é o modelo do átomo nucleado, um modelo que foi comparado ao sistema planetário, onde o Sol seria o núcleo e os planetas seriam os elétrons.
	400 a.C. - Demócrito
	Denominação átomo para a menor partícula de matéria. Considerado o pai do atomismo grego.
	
	
	60 a.C. - Lucrécio
	Autor do poema De Rerum Natura, através do qual foi consolidado o atomismo de Demócrito.
	
	
	1661 - Boyle
	Autor do livro Sceptical chemist, no qual defendeu o atomismo e deu o primeiro conceito de elemento com base experimental.
	1913 - Bohr
	Modelo atômico fundamentado na teoria dos quanta e sustentado experimentalmente com base na espectroscopia. Distribuição eletrônica em níveis de energia. Quando um elétron do átomo recebe energia, ele salta para outro nível de maior energia, portanto mais distante do núcleo. Quando o elétron volta para o seu nível de energia primitivo (mais próximo do núcleo), ele cede a energia anteriormente recebida sob forma de uma onda eletromagnética (luz).
	1808 - Dalton
	Primeiro modelo atômico com base experimental. O átomo é uma partícula maciça e indivisível
	
	
	1834 - Faraday
	Estudo quantitativo de eletrólise, através do qual surgiu a idéia da eletricidade associada aos átomos.
	
	
	1874 - Stoney
	Admitiu que a eletricidade estava associada aos átomos em quantidades discretas. Primeira idéia de quantização da carga elétrica.
	1916 - Sommerfeld
	Modelo das órbitas elípticas para o elétron. Introdução dos subníveis de energia.
	1879 - Crookes
	Primeiras experiências de descarga elétrica a alto vácuo.
	1920 - Rutherford
	Caracterização do próton como sendo o núcleo do átomo de hidrogênio e a unidade de carga positiva. Previsão de existência do nêutron.
	1886 - Goldstein
	Descargas elétricas em gases a pressão reduzida com cátodo perfurado. Descoberta dos raios canais ou positivos.
	1924 - De Broglie
	Modelo da partícula-onda para o elétron.
	1891 - Stoney
	Deu o nome de elétron para a unidade de carga elétrica negativa.
	1926 - Heisenberg
	Princípio da incerteza.
	1895 - Röentgen
	Descoberta dos raios X.
	1927 - Schrödinger
	Equação de função de onda para o elétron.
	1896 - Becquerel
	Descoberta da radioatividade.
	
	
	1897 - Thomson
	Descargas elétricas em alto vácuo (tubos de Crookes) levaram à descoberta do elétron. O átomo seria uma partícula maciça, mas não indivisível. Seria formado por uma geléia com carga positiva, na qual estariam incrustados os elétrons (modelo do pudim de passas). Determinação da relação carga/massa (e/m) do elétron.
	1932 - Chadwick
	Descoberta do nêutron.
	1898 - Casal Curie
	Descoberta do polônio e do rádio.
	
	
	1900 - Max Planck
	Teoria dos quanta.
	
	
	1905 - Einstein
	Teoria da relatividade. Relação entre massa e energia (e = mc2). Esclarecimento do efeito fotoelétrico. Denominação fóton para o quantum de energia radiante.
	
	
	1909 - Millikan
	Determinação da carga do elétron.
	
	
Leis das Reações Químicas - Leis Ponderais
 I - Lei de Lavoisier ou Lei da conservação da massa
	“Num sistema isolado, a soma das massas dos reagentes é igual à soma das massas dos produtos da reação, independentemente das transformações nele ocorridas”.
Exemplos:
	a) 40 g de Ca + 16 g de O ( 56 g de CaO
	 40 g + 16 g = 56 g		 56 g
	b) 40 g de NaOH + 49 g de H2SO4 ( 71 g de Na2SO4 + 18 g H2O
	 40 g + 49 g = 89 g			71 g + 18 g = 89 g	
Importante: aplicando a lei de Lavoisier podemos fazer a previsão: 
das quantidades dos produtos das reações químicas, se conhecemos a equação da reação e as quantidades dos reagentes.
de reagentes em excesso.
II - Lei de Proust ou Lei das proporções definidas
	“Numa mesma reação química, há uma relação ( proporção ) constante entre as massas das substâncias que dela participam”.
Exemplos:
Para a reação de obtenção da água ( H2 + 1 / 2 O2 ( H2O 
a) 	 1 g de hidrogênio 	+	 8 g de oxigênio 	(	 9 g de água	 proporção: 1g H : 8g O
b)	 2 g de hidrogênio	+	16 g de oxigênio	(	18 g de água proporção: 1g H : 8g O
c)	10 g de hidrogênio	+	80 g de oxigênio 	(	90 g de água proporção: 1g H : 8g O d)	20 g de hidrogênio	+ 160 g de oxigênio	( 180 g de água proporção: 1g H : 8g O
Para a reação de obtenção do gás carbônico ( C + O2 ( CO2 
	a) 12 g de carbono +	32 g de oxigênio 	(	44 g de gás carbônico proporção: 3g C : 8g O
b) 24 g de carbono	+	64 g de oxigênio	(	88 g de gás carbônico proporção: 3g C : 8g O
c) 36 g de carbono	+	96 g de oxigênio 	( 132 g de gás carbônico proporção: 3g C : 8g O
	d) 48 g de carbono	+ 128 g de oxigênio	( 176 g de gás carbônico proporção: 3g C : 8g O
III - Teoria atômica de Dalton
Alguns filósofos da Grécia Antiga já admitiam que toda e qualquer matéria seria formada por minúsculas partículas indivisíveis, que foram denominadas átomos (a palavra átomo, em grego, significa indivisível).
No entanto, foi somente em 1803 que o cientista inglês John Dalton, com base em inúmeras experiências, conseguiu provar cientificamente a idéia de átomo. Surgia então a teoria atômica clássica da matéria. Segundo essa teoria, quando olhamos, por exemplo, para um grãozinho de ferro, devemos imaginá-lo como sendo formado por um aglomerado de um número enorme de átomos. Os principais postulados da Teoria Atômica de Dalton são: 
a matéria é formada por partículas extremamente pequenas chamadas átomos; 
os átomos são esferas maciças, indestrutíveis e intransformáveis; 
átomos que apresentam mesmas propriedades (tamanho, massa e forma) constituem um elemento químico; 
átomos de elementos diferentes possuem propriedades diferentes; 
os átomos podem se unir entre si formando "átomos compostos"; 
uma reação química nada mais é do que a união e separação de átomos. 
IV – Modelo atômico de Thomson
Em 1903, o cientista inglês Joseph J. Thomson, baseado em experiências realizadas com gases e que mostraram que a matéria era formada por cargas elétricas positivas e negativas, modificou o modelo atômico de Dalton. Segundo Thomson, o átomo seria uma esfera maciça e positiva com as cargas negativas distribuídas, ao acaso, na esfera. A quantidade de cargas positivas e negativas seriam iguais e dessa forma o átomo seria eletricamente neutro. O modelo proposto por Thomson ficou conhecido como "pudim com passas".
V – Modelo Atômico de Rutheford
Em 1911, o cientista neozelandês Ernest Rutherford, utilizando os fenômenos radiativos no estudo da estrutura atômica, descobriu que o átomo não seria uma esfera maciça, mas sim formada por uma região central, chamada núcleo atômico, e uma região externa ao núcleo, chamada eletrosfera. No núcleo atômico estariam as partículas positivas, os prótons, e na eletrosfera as partículas negativas, os elétrons.
Figura mostrando a experiência de Rutherford.
Para chegar a essas conclusões Rutherford e seus colaboradores bombardearam lâminas de ouro com partículas α - alfa (2 prótons e 2 nêutrons) utilizando a aparelhagem esquematizada acima.
Rutherford observou que a grande maioria das partículas atravessava normalmente a lâmina de ouro que apresentava aproximadamente 10-5 cm de espessura. Outras partículas sofriam pequenos desvios e outras, em número muito pequeno, batiam na lâmina e voltavam. O caminho seguido pelas partículas α – alfa, podia ser detectado devido as cintilações que elas provocavam no anteparo de sulfeto de zinco.
Comparando o número de partículas α lançadas como número de partículas α que sofriam desvios, Rutherford calculou que o raio do átomo deveria ser 10.000 a 100.000 vezes maior do que o raio do núcleo, ou seja, o átomo seria formado por espaços vazios. Por esses espaços vazios a grande maioria das partículas a atravessava a lâmina de ouro.
Os desvios sofridos pelas partículas α eram devidos às repulsões elétricas entre o núcleo (positivo) e as partículas α, também positivas, que a ele se dirigiam. O modelo de Rutherford (figura ao lado) ficou conhecido como "modelo planetário".
Partículas elementares
A experiência de Rutherford mostrou que no núcleo atômico além do próton deveria existir uma outra partícula. Esta foi descoberta em 1932 pelo cientista inglês James Chadwick e recebeu o nome de nêutron.
Prótons, elétrons e nêutrons são as principais partículas presentes num átomo. Elas são chamadas partículas elementares ou subatômicas e suas principais características são:
	Partícula
	Massa (grama)
	Massa relativa
	Carga elétrica (Coulomb)
	Carga relativa
	Próton (p+)
	1,7.10-24
	1
	+1,6.10-19
	+1
	Nêutron (n0)
	1,7.10-24
	1
	0
	0
	Elétron (e-)
	9,1.10-28
	1/1840
	-1,6.10-19
	-1
Observe que as partículas presentes no núcleo atômico apresentam a mesma massa e que essa é praticamente 2.000 vezes maior do que a massa do elétron. A massa de um átomo está praticamente concentrada numa região extremamente pequena do átomo: o núcleo atômico.
A quantidade atômica de prótons e elétrons presentes num átomo é a mesma, o que faz com que ele seja eletricamente neutro.
CONCEITOS IMPORTANTES
Próton (p+): partícula nuclear com carga positiva igual, em grandeza, à do elétron. Junto com o nêutron, está presente em todos os núcleos atômicos (exceto o do hidrogênio, que não tem nêutron). A massa de um próton é de 1,6726 x 10-27 kg, ou seja, 1.836 vezes a do elétron. O número atômico de um elemento indica o número de prótons em seu núcleo e determina de que elemento se trata.
Nêutron (n0): uma das partículas fundamentais que compõem a matéria. Sua massa é de 1,675 x 10-27 kg, aproximadamente 0,125% maior que a do próton. Não tem carga elétrica. É uma partícula constituinte de todos os núcleos, exceto o do hidrogênio comum.
Elétron (e-): tipo de partícula elementar que, junto com os prótons e os nêutrons, forma os átomos e as moléculas. Intervém em uma grande variedade de fenômenos. Os elétrons têm uma massa em repouso de 9,109 x 10-31 kg e uma carga elétrica negativa de 1,602 x 10-19 coulombs. 
Número atômico (Z)
O número atômico dos elementos é determinado pelo número de prótons presentes no núcleo do átomo.
Z= p+ 
p+ = corresponde ao número de prótons.
Número atômico (Z) = Número de prótons (p+)
O número atômico do átomo de sódio é 11, vale dizer que um átomo de sódio tem 11 prótons.
Número de massa (A)
A= p++ n°
Número de massa (A) = número de prótons(p+) + número de nêutrons (n0)
O número de massa do elemento é encontrado pela soma do número de prótons do núcleo com o número de nêutrons. Esse número relaciona-se diretamente com a massa total, pois a massa total do elétron é desprezível (1/1.836).
O átomo isolado é neutro, pois o número de elétrons e prótons se igualam quando não há ligação atômica.
O número de nêutrons calcula-se pela diferença entre o número de massa e o número atômico.
A = p++ n° A = Z + n° 
ELEMENTO QUÍMICO
É a totalidade dos átomos com o mesmo número atômico (Z) e, portanto , com as mesmas propriedades químicas.
Então é pelo (Z) que se identifica o elemento químico. O número atômico 26, por exemplo, indica que o átomo possui 26 prótons em seu núcleo. Essa é a característica do elemento Ferro.
Z = 1 átomo de um só próton em seu núcleo, o que é o próprio hidrogênio.
Considerações sobre elemento químico
1- Cada elemento químico possui um símbolo, representado por letras retiradas do nome do elemento. A primeira letra será maiúscula. A segunda letra (se houver) será minúscula. São normalmente as letras iniciais dos elementos químicos.
O Z e o A do elemento químico são indicados da seguinte forma:
2 - Alguns símbolos são derivados do nome, em latim, do elemento.
Exemplo: Sódio - natrium símbolo: Na. 
Prata - argentum - símbolo: Ag.
3 - Representações do elemento químico. 
Exemplo:
Correspondente ao sódio (natrium - Na) com número atômico (Z) = 11 e o número de massa (A) = 23.
Logo, o átomo do elemento químico sódio, que possui Z = 11 e A = 23 tem:
- número de prótons do núcleo (p) p=Z=11.
- número de elétrons do átomo isolado (fora da ligação atômica) e- = p = 11, no estado fundamental.
- número de nêutrons do núcleo:
n = A - Z, ou seja : 23 - 11=12
ISÓTOPOS, ISÓBAROS E ISÓTONOS
1 - Isótopos - São átomos de um mesmo elemento que apresentam mesmo número atômico e diferentes números de massa, pois têm diferentes números de nêutrons.
O hidrogênio é um elemento que apresenta três isótopos, que são os únicos a receberem nomes especiais.
São isótopos do hidrogênio:
o prótio è o deutério è o trítio è 
Composições dos isótopos do hidrogênio:
Prótio - 1 p, 1 e / Deutério - 1p, 1e, 1n / Trítio - 1 p, 1e e 2n; onde p-próton, e- elétron, n- nêutron
A ocorrência dos isótopos do hidrogênio dá-se nas seguintes porcentagens em relação à massa:
= 99,98%; = 0,02%; = 10 -7;
Essa ocorrência é constante, isto é, o hidrogênio de qualquer substância sempre terá essas proporções.
A mesma coisa se dá em relação a qualquer outro elemento.
O oxigênio terá em seus compostos três isótopos nas seguintes proporções:
= 99,76% ; = 0,04%0 ; = 0,20%
p = 8 n = 8 e = 8; p = 8 n = 9 e = 8 p = 8 n = 10 e = 8
2 - Isóbaros - São aqueles átomo onde os números atômicos diferem, porém, há um mesmo número de massa. São átomos de diferentes elementos, por isso suas propriedades não se assemelham.
Exemplo: cálcio e potássio. 
3 - Isótonos - Átomos de mesmo número de nêutrons e possuidores de diferentes números atômicos.
Exemplo: flúor e neônio.
ÍONS
Sabemos que um átomo em seu estado normal, apresenta número de prótons igual ao número de elétrons, ou seja é eletricamente neutro.
Em determinadas ocasiões, um átomo pode perder ou receber elétrons, transformando-se numa partícula eletrizada, denominada íon.
Se o átomo ganhar elétrons, transforma-se numa partícula negativa, denominada ânion.
Exemplo: Cl e Cl- 17Cl37 17Cl37-
Se o átomo perder elétrons, transforma-se numa partícula positiva, denominada cátion.
Exemplo: Na e Na+ 11Na23 11Na23+
reagentes
reagentes
produtos
produtos
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