Aula 4. Evolucao do modelo atomico e classificacao periodica dos elementos

Prévia do material em texto

Profª.Esp. Bárbara Thays 
Evolução do modelo atômico e 
Classificação periódica dos 
elementos 
O Modelo Atômico de Broglie. 
 Em 1924, Louis de Broglie sugeriu que 
os eletrons podiam agir como ondas,e 
associou o comportamento dual da luz 
com o do eletron. 
 
 Postulando como principio da 
dualidade ao afirmar que “a todo 
eletron em movimento esta associada 
uma onda caracteristica”. 
 
 Broglie questionou se seria possivel 
localizar a posição do eletron dentro 
dessa onda. Foi entao que Werner 
Heisenberg disse que nao seria 
possivel localizar a posicao do eletron 
nessa onda e nomeou essa teoria de 
Principio da Incerteza. 
Modelos atômicos 
 460-370 a.C - Demócrito: O primeiro a 
teorizar que a matéria podia ser dividida 
infinitas vezes até chegar em partes 
indivisíveis, nomeadas de átomos. 
 
 1661 - Robert Boyle: Primeiras 
considerações científicas sobre a 
constituição da matéria, com a primeira 
definição de elemento químico como um 
corpo não-misturado ou simples, que 
não pode ser feito de outro corpo e que 
a matéria era composta por várias 
combinações de diferentes elementos. 
 
Modelo de Dalton 
 1807 - John Dalton: Com base em experimentos, propôs um 
modelo para composição da matéria. 
 Que seria formada de minúsculas partículas indivisíveis, sendo 
os átomos de cada elemento iguais. 
 O seu modelo atômico ficou conhecido como bola de bilhar, por 
considerar o átomo uma bola maciça. 
Modelo de Crooks 
 1832 – 1919 - William Crooks: Seus experimentos levantaram 
algumas dúvidas em relação ao modelo de Dalton. 
 Já com conhecimentos em eletricidade, construiu um experimento 
que observou um feixe de cargas negativas indo em direção a um 
ânodo. 
Modelo de Thomson 
 1898 - J. J. Thomson: Após a identificação de uma espécie 
subatômica, o elétron, Thomson propôs onde havia uma massa 
positiva incrustada de cargas negativas. 
 
 Este modelo ficou conhecido como pudim de passas. 
Radioatividade 
 1898 - Marie e Pierre Curie reportaram que o polônio e o rádio 
emitiam raios que escureciam uma placa fotográfica mesmo quando 
ela estava protegida da luz, chamando este fenômeno de 
radioatividade. 
 Os experimentos iniciais chamaram estas radiações de α (alfa), 
β(beta) e γ (gama). 
 
 Após grandes acontecimentos na história da radioatividade, foram 
possíveis muitos avanços em termos de modelos atômicos. 
 
Modelo de Rutherford 
 
 Ernest Rutherford: Tendo acesso aos resultados da radioatividade, 
propôs um experimento no qual uma fina folha de platina era 
bombardeada com um feixe de partículas 𝛼. 
 Oservou que algumas partículas eram refletidas, algumas desviadas em 
diversos ângulos e outras passavam através da folha. 
 A partir desse experimento, propôs um novo modelo atômico sendo o 
átomo composto por um núcleo contendo partículas positivas, 
rodeado por elétrons. 
Modelo de Thomson X Rutherford 
Falha do Modelo Rutherford 
 Uma carga negativa, colocada em movimento ao redor de uma carga 
positiva estacionária, adquire movimento espiralado, em sua direção, 
acabando por colidir com ela. 
 
 Essa carga em movimento perde energia, emitindo radiação. 
 
 O modelo de Rutherford, em seu estado normal, não emite radiação 
Modelo de Bohr 
 Niels Bohr Propôs que os elétrons estavam em movimento, percorrendo 
órbitas circulares. 
 Bohr, utilizando alguns conceitos desenvolvidos por Planck e Einstein 
em diversos experimentos, propôs que apenas algumas trajetórias eram 
possíveis para o elétron. 
 Estas trajetórias são as camadas eletrônicas, que compõem a 
eletrosfera. 
Os Postulados de Bohr (1885-1962) 
 De acordo com o modelo atômico proposto por Rutherford, os elétrons 
ao girarem ao redor do núcleo, com o tempo perderiam energia, e se 
chocariam com núcleo. 
 
 Como o átomo é uma estrutura estável, Niels Bohr formulou uma teoria 
(1913) sobre o movimento dos elétrons, fundamentado na Teoria 
Quântica da Radiação (1900) de Max Planck. 
 
 A teoria de Bohr fundamenta-se nos seguintes postulados: 
O 1º postulado de Bohr (1885-1962) 
 A eletrosfera está dividida em camadas 
ou níveis eletrônicos, e os elétrons 
nessas camadas, apresentam energia 
constante; 
 
 Os elétrons descrevem órbitas 
circulares estacionárias ao redor do 
núcleo, sem emitirem nem absorverem 
energia. 
 
 Em sua camada de origem (camada 
estacionária) a energia é constante, 
mas o elétron pode saltar para uma 
camada mais externa, sendo que, para 
tal é necessário que ele ganhe energia 
externa; 
 Em sua camada de origem (camada estacionária) a energia é constante, 
mas o elétron pode saltar para uma camada mais externa, sendo que, 
para tal é necessário que ele ganhe energia externa (calor); 
 
 Um elétron que saltou para uma camada de maior energia fica instável e 
tende a voltar a sua camada de origem; nesta volta ele devolve a mesma 
quantidade de energia que havia ganho para o salto e emite um fóton de 
luz. 
 
O 2º Postulado de Bohr (1885-1962) 
Modelo de Sommerfeld 
 Logo após Bohr enunciar seu modelo, 
verificou-se que um elétron, numa mesma 
camada, apresentava energias diferentes. 
 
 Como poderia ser possível se as órbitas 
fossem circulares? 
 
 Sommerfeld sugeriu que as órbitas fossem 
elípticas, pois em uma elipse há diferentes 
excentricidades (distância do centro), 
gerando energias diferentes para uma 
mesma camada. 
Modelo atômico atual 
 Modelo matemático- probabilístico (2 princípios). 
 Princípio da Incerteza de Heisenberg: é impossível determinar com 
precisão a posição e a velocidade de um elétron num mesmo instante. 
 Princípio da Dualidade da matéria de Louis de Broglie: o elétron 
apresenta característica DUAL, ou seja, comporta-se como matéria e 
energia, sendo portanto, uma partícula-onda. 
 
Número atomico (Z) 
 O número de protons no nucleo de cada atomo de um 
elemento. Z = p 
Número de massa (A) 
 É o numero total de protons e de neutrons presentes 
no nucleo de um atomo de um elemento. 
 
 Com exceção da forma mais comum de hidrogenio, 
que tem um proton e nenhum neutron, todos os 
nucleos atomicos contem protons e neutrons. 
 
 O número de neutrons é igual a subtração entre o 
numero de massa e o numero atômico. 
 
 A = p + n ou A = Z + n 
 Exemplo o elemento ferro. 
 
 No lado direito da figura observamos 
no sobrescrito o numero atomico. 
 
 No subscrito o nome do elemento e 
a massa atomica (A). 
 
 No lado esquerdo da figura 
observamos no sobrescrito a 
distribuicao eletronica. 
 
 E ao centro o simbolo do 
elemento. 
Isotopos 
 Nem todos os atomos de um mesmo elemento tem a mesma massa. 
 
 A maior parte dos elementos tem dois ou mais isotopos, ou seja, atomos que tem o 
mesmo numero atomico, mas numeros de massas diferentes. 
 
 Por exemplo, ha três isotopos de hidrogenio. 
 
 Protio tem um proton e nenhum neutron. 
 
 Deuterio contem um proton e um neutron. 
 
 Tritio que possui um proton e dois neutrons. 
 Cada elemento quimico e caracterizado pelo numero de protons no 
nucleo, ou o numero atomico (Z). 
 
 Para um atomo eletricamente neutro ou completo, o numero atomico 
tambem e igual ao numero de eletrons. 
 
 Este numero atomico varia em unidades inteiras desde 1 para o 
hidrogenio ate 94 para o plutonio,o de numero atomico mais alto 
dentre os elementos que ocorrem na natureza (naturalmente). 
 
Callister, 2012 
Classificaçãoperiodica dos elementos 
 Em 1869, com a finalidade de organizar os elementos conforme a semelhanca de 
suas propriedades fisicas e quimicas, o quimico russo Mendeleyev e o quimico 
alemao Meyer criaram o primeiro modelo de tabela periodica. 
 
 Porem, em 1913, com a definicao do modelo atomico de Rutherford-Bohr, Moseley 
descobriu que cada elemento apresenta um numero caracteristico no seu nucleo 
atomico, o que chamou de numero atomico. 
 
 Em seguida, verificou que a caracterizacao dos atomos de um elemento era o 
seu numero atomico e nao a sua massa atomica, assim a lei periodica foi 
enunciada dizendo que as propriedades fisicas e quimicas dos elementos 
quimicos sao funcoes periodicas de seus numeros atomicos. 
 
 A medida que avancamos no estudo da quimica, compreendemos cada vez mais a 
razao pela qual a classificacao dos elementos se faz necessaria. 
 
 Embora a tabela dos elementos seja construida para ser compreendida e utilizada, 
existem alguns grupos ou familias de elementos com os quais precisamos manter 
um maior contato. 
Organizando... 
 A tabela periodica moderna na qual os elementos estao ordenados da seguinte 
forma; 
 
 Pelo numero atomico, em linhas horizontais, chamadas periodos. 
 
 Nas colunas verticais temos as familias ou grupos, de acordo com as semelhancas 
das suas propriedades, comecando com 1 para o periodo que contem H e He. 
 
 Segundo IUPAC (2011), a tabela periodica possui familias numeradas de 1 a 18. 
 
 Os elementos podem ser divididos em tres categorias: metais, semimetais e nao 
metais. 
 
 Um metal é um bom condutor de calor e eletricidade. 
 
 Um nao metal é o oposto do metal. 
 
 Um semimetal tem propriedades intermediarias entre os metais e os nao metais. 
Tabela periodica dos Elementos Químicos 
Tabela interativa 
 
 http://www.ptable.com/?lang=pt 
Praticando.... 
 Em grupos. 
 Para entregar e apresentar. 
 
 Escolher um elemento quimico (preferencia 
pessoal) e classifica-lo. 
 
 Familia? 
 Cararteristicas? 
 Aplicação? 
 Etc 
Quem é quem...? 
 Familia 1: estao agrupados os metais alcalinos, esses metais sao 
encontrados no estado elementar na natureza, pois reagem rapido e 
completamente com quase todos os nao metais. 
 
 Grupo 2: tambem nao sao encontrados na natureza sob a forma 
metalica, por serem, como os alcalinos, muito reativos. Seus 
compostos sao geralmente insoluveis em agua. 
 
 Familia 13: é chamada de familia do Boro, os elementos deste grupo 
possuem carater metalico menos intenso que os metais alcalinos 
terrosos. O boro e considerado um nao metal, o que contrasta com os 
outros elementos deste grupo, que sao classificados como metais. 
 
 Familia 14: é a familia do carbono, o carbono e o elemento que possui 
maior destaque entre todos deste grupo, uma vez que existe ate uma 
parte da Quimica para estudo dos compostos de carbono, a Quimica 
Organica. 
 
 Familia 15: é a do Nitrogenio, o nitrogenio e o elemento que recebe 
maior destaque neste grupo, pois e um elemento bastante abundante. 
Quem é quem...? 
 Familia 16: é a dos calcogenios, o elemento mais leve de qualquer familia, 
possui propriedades quimicas que diferem, apreciavelmente, dos elementos 
mais pesados do grupo; esse comportamento e particularmente evidente 
neste grupo. 
 
 Familia 17: e a familia dos halogenios, esse grupo apresenta a maior 
semelhanca entre seus elementos e uma relativa reatividade. 
 
 Familia 18: Os gases nobres estao localizados e recebem esse nome 
devido a sua quase nao reatividade com outros elementos quimicos. 
 
 Entre as familias 2 e 13: estao os elementos de transicao, os quais todos 
sao metais e 13 deles estao entre os 30 elementos mais abundantes da 
crosta terrestre. 
 
 Duas linhas na parte inferior da tabela acomodam os lantanideos e os 
actinideos. 
 
 Muitas vezes nos referimos aos lantanideos como terras raras. Na verdade, 
eles nao sao tao raros, mas sao geologicamente muito dispersos, sao 
usados em imas, em telas de LCD, em baterias de carros hibridos, no 
polimento de vidros, dentre outras aplicacoes. 
Aplicações..... 
Elementos Químicos 
 Primeira Letra sempre maiúscula e a segunda, 
minúscula. 
Os Elementos Químicos 
Metais 
 
 São substâncias que possuem brilho acentuado , Conduzem Calor e Eletricidade, 
Maleáveis ( Capacidade de serem transformados em folhas finas) e Dúcteis (Podem 
ser transformadas em fios). 
 
Não-metais 
 
 Variam muito em aparência , não são brilhantes e, normalmente, são pobres 
condutores de eletricidade. O ponto de fusão é frequentemente mais baixo que o dos 
metais. 
 
Metalóides 
 
Os metalóides tem propriedades intermediárias entre os metais e os não metais. 
Eles podem possuir algumas propriedades metálicas características mas, faltam 
outras. Um exemplo é o silício que possui brilho metálico mas não é maleável e não 
conduz calor e eletricidade tão bem quanto os metais (semi-condutor). 
 
 
 
 Lei Periódica 
 
"As propriedades físicas e químicas dos elementos, 
são funções periódicas de seus números atômicos". 
 
 Na tabela, os elementos estão arranjados 
horizontalmente, em sequência numérica, de acordo 
com seus números atômicos, resultando o 
aparecimento de sete linhas horizontais (ou períodos). 
 
Propriedades periódicas 
Eletronegatividade 
Eletropositividade 
Potencial de ionização 
Raio atômico 
Eletroafinidade 
Densidade 
B C N O F 
 Cl 
 Br 
 I 
H 
Fr 
Eletronegatividade 
 É a capacidade que um átomo tem de atrair elétrons 
(ametais). 
 Varia da esquerda para a direita e de baixo para 
cima, excluindo-se os gases nobres. 
F 
H 
Li 
Na 
K 
Rb 
Cs 
Fr 
Eletropositividade ou Caráter Metálico: 
 É a capacidade que um átomo tem de perder elétrons 
(metais). 
 Varia da direita para a esquerda e de cima para baixo 
excluindo-se os gases nobres. 
 He 
 Ne 
 Ar 
 Kr 
 Xe 
 Rn 
H 
Fr 
Potencial de Ionização 
 É a energia necessária para arrancar um elétron de 
um átomo, no estado gasoso, transformando-o em um íon 
gasoso. Varia como a eletronegatividade e inclui os gases 
nobres. A segunda ionização requer maior energia que a 
primeira e, assim, sucessivamente. 
He H 
Li 
Na 
K 
Rb 
Cs 
Fr 
Raio Atômico 
 É a distância que vai do núcleo do átomo até o seu 
elétron mais externo. Inclui os gases nobres. 
 
H 
Fr 
Eletroafinidade 
 É a energia liberada quando um átomo recebe um 
elétron (Afinidade Eletrônica). Varia como o Potencial de 
Ionização. Não inclui os Gases Nobres. 
 É a razão entre a massa e o volume do elemento. Varia das 
extremidades para o centro e de cima para baixo. 
Densidade 
Os Ir 
 He 
 Ne 
 Ar 
 Kr 
 Xe 
 Rn 
H 
B C N O F 
 Cl 
 Br 
 I 
Li 
Na 
K 
Rb 
Cs 
Fr 
Resumo das propriedades 
Eletronegatividade; Potencial de ionização; Eletroafinidade. 
Eletropositividade; Raio atômico 
Configurações Eletrônicas na Tabela 
Periódica 
Elementos Químicos Os elementos químicos são representados por letras 
maiúsculas ou uma letra maiúscula seguida de uma letra 
minúscula. 
Os Símbolos são de origem latina: 
 Português Latim Símbolo 
 Sódio Natrium Na 
 Potássio Kalium K 
 Enxofre Sulphur S 
 Fósforo Phosphurus POuro Aurum Au 
Períodos ou Séries 
São as filas horizontais da tabela periódica. São em número de 
7 e indicam o número de níveis ou camadas preenchidas com 
elétrons. 
K 
L 
M 
N 
O 
P 
Q 
1 
2 
3 
4 
5 
6 
7 
P 
Q 
Famílias ou Grupos 
São as colunas verticais da Tabela Periódica. Em um Grupo ou 
Família, encontram-se elementos com propriedades químicas 
semelhantes. Para os Elementos Representativos, o nº do Grupo 
representa o nº de elétrons da última camada (camada de 
valência). 
K 
L 
M 
N 
O 
P 
Q 
1 
2 
3 
4 
5 
6 
7 
1 
2 
3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 
13 14 15 16 17 
18 
1 
2 13 14 15 16 17 
18 
M
e
ta
is
 A
lc
a
lin
o
s
 
A
lc
a
lin
o
s
 - T
e
rro
s
o
s
 M
e
ta
is
 
G
R
U
P
O
 D
O
 B
O
R
O
 
G
R
U
P
O
 D
O
 C
A
R
B
O
N
O
 
G
R
U
P
O
 D
O
 N
IT
R
O
G
Ê
N
IO
 
C
A
L
C
O
G
Ê
N
IO
S
 
H
A
L
O
G
Ê
N
IO
S
 
G
A
S
E
S
 N
O
B
R
E
S
 
3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 
ELEMENTOS 
DE 
TRANSIÇÃO 
ELEMENTOS REPRESENTATIVOS 
Famílias ou grupos 
Metais 
- Eletropositivos 
- Sólidos; exceto o Hg (25°C, 1atm); 
- Brilho característico; 
- Dúcteis (fios); 
- Maleáveis (lâminas); 
- São bons condutores de calor e eletricidade. 
 
-Eletronegativos; 
-Quebradiços; 
-Opacos; 
-Formam Compostos Covalentes (moleculares); 
- São Péssimos Condutores de Calor e Eletricidade (exceção para o 
Carbono). 
Ametais 
- Foram Moléculas Monoatômicas; 
- São Inertes Mas Podem Fazer Ligações apesar da estabilidade (em 
condições especiais); 
- São Seis: He, Ne, Ar, Xe, Kr, Rn. 
 
Gases Nobres 
Resumo 
Metais 
Ametais 
Gases nobres 
 
1 - São elementos líquidos: Hg e Br; 
2 - São Gases: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn, Cl, N, O, F, H; 
3 - Os demais são sólidos; 
4 - Chamam-se cisurânicos os elementos artificiais 
de Z menor que 92 (urânio): Astato (At); Tecnécio 
(Tc); Promécio (Pm) 
5 - Chamam-se transurânicos os elementos 
artificiais de Z maior que 92: são todos artificiais; 
6 - Elementos radioativos: Do bismuto (83Bi) em 
diante, todos os elementos conhecidos são 
naturalmente radioativos. 
Notas: 
Aplicações... (Vidros coloridos) 
Pós aula .... 
 
 Trabalho em grupo 
 
 06 Modelos: 
 
 Modelo matemático- probabilístico 
 Modelo de Sommerfeld 
 Modelo atômico de Bohr 
 Modelo Rutherford 
 Modelo de Thomson 
 Modelo de Dalton 
 
 Criar réplicas dos modelos atômicos.