HISTÓRIA E CONCEITOS

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Química:
História e Conceitos
Acadêmico: Jean Paulo Mendes Alves
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 A História
Anaxágoras 500 a.C. - imaginava dividir
os compostos; 
 
 Leucipo e Demócrito 478 a.C. - universo
 composto por átomos; 
Boyle 1627- estuda o comportamento dos gases, volume e inversamente proporcional a pressão;
Newton 1642- pequenas partículas com certos poderes, virtudes e forças;
Lavoisier 1743 - uma substância só pode ser considerada elementar se não se subdividir.
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Estrutura Atômica
O átomo
Modelo de Dalton
John Dalton explicou pela primeira vez as reações químicas admitindo a existência de átomos. 
Para ele, todas a substâncias eram formadas por partículas muito pequenas e indivisíveis – átomos que não se destruíam durante as reações.
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O Modelo Atômico de Dalton
PRINCÍPIOS:
A matéria é formada por partículas extremamente pequenas;
Os átomos são esferas maciças, indestrutíveis e indivisíveis;
Átomos que apresentam mesmas propriedades (tamanho, massa e forma) constituem um elemento químico;
Átomos de elementos diferentes possuem propriedades diferentes;
Uma reação química nada mais é do que a união e separação de átomos.
1776-1844 
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Modelo de Thomson
Em 1897 Thomson devido a experiências anteriores realizadas por William Crookes ( tubos de raios catódicos) realizou descargas elétricas em gases ( feixe de luzes do polo negativo, cátodo, para o positivo, ânodo); 
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.
1856-1940
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Modelo de Thomson
 PRINCÍPIOS:
Os átomos são divisíveis;
A maior parte do átomo é constituída por uma esfera maciça de carga elétrica positiva;
No interior do átomo existirão incrustadas pequenas partículas de carga elétrica negativa - os elétrons;
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O Modelo Atômico 
de Thomson 
 O modelo proposto por Thomson ficou conhecido como "pudim com passas”.
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O Modelo Atômico 
de Rutherford
Rutherford executou o seguinte experimento:
•Uma fonte de partículas a foi colocada na boca de um detector circular;
•As partículas a foram lançadas através de um pedaço de chapa de ouro;
•A maioria das partículas a passaram diretamente através da chapa, sem desviar;
•Algumas partículas a foram desviadas com ângulos grandes;
•Se o modelo do átomo de Thomson estivesse correto, o resultado de Rutherford seria impossível.
1871 -1937
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Película fina de ouro
Fonte de partículas α
Partícula não desviada
Partícula desviada
Tela fluorescente
Experimento de Rutherford:
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A maioria das partículas atravessa a chapa sem sofrer desvio, a maior parte do átomo deve consistir de carga negativa difusa de massa baixa − o elétron;
Para explicar o pequeno número de desvios das partículas α, o centro ou núcleo do átomo deve ser constituído de uma carga positiva densa;
O átomo consiste de entidades neutras, positivas e negativas (prótons, elétrons e nêutrons).
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Modelo de NIELS BOHR 
Os elétrons descrevem órbitas circulares ao redor do núcleo;
Cada uma dessa órbitas tem energia constante (estacionária);
 
Quanto mais afastadas maior quantidade de energia;
Quando um elétron absorve certa quantidade de energia, salta para uma órbita mais energética;
Quando retorna libera a mesma quantidade de energia em forma de onda eletromagnética (luz).( K, L, M, N, O, P, Q...);
Linus Pauling representou em forma gráfica os sub níveis de energia ( s, p, d, f...).
 
1885 - 1962
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Modelo de Arnold Sommerfeld
Trocou as órbitas circulares de Bohr por órbitas elípticas; 
Com esse procedimento, deu mais flexibilidade para os cálculos teóricos explicarem fenômenos atômicos observados. 
1868-1951
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Modelo de Quântico de Heisenberg
O Principio da Incerteza: 
É impossível determinar, com absoluta precisão, a velocidade e a posição de um elétron em um átomo;
Não existe uma órbita definida para o elétron, assim os orbitais podem ser considerados nuvens que correspondem as regiões de máxima probabilidade de encontrar um elétron;
Os números quânticos são: o principal, secundário ou azimutal, magnético e spin. 
1901 -1976
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n - principal- representa o nível
 Nº máximo de elétrons 
 2 8 18 32 32 18 8
Número Quântico Secundário ou Azimutal
 l = representam os subníveis. 
Sódio = amarelo
Cálcio= vermelho
Bário= verde
Potássio= violeta
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Nº Quântico Terciário ou Magnético m ou ml
Números que correspondem aos orbitais. São representados pelos símbolos m ou ml:
Subnível s 2e- 1 orbital
Subnível p 6e- 3 orbitais
Subnível d 10e- 5 orbitais
Subnível f 14e- 7 orbitais
Nº Quântico Quaternário ou Spin
São os números que representam os movimentos de rotação do elétron.
Seu símbolo é ms
Podem ser: + ½ ou - ½
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O Átomo na Modernidade
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O Íon
Conceito: É a espécie química que apresenta o número de prótons diferente do número de elétrons;
Tipos: Cátions e ânions;
Cátions: Eles se formam quando um átomo perde um ou mais elétrons, resultando num sistema eletricamente positivo;
Ânions: Formam-se quando um átomo recebe um ou mais elétrons.
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Íons
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Elemento Químico
Conceito: é um conjunto formado por átomos de mesmo número atômico;
Cada elemento químico corresponde um número atômico (Z);
 Z X A
Fluorita, minério de fluoreto de cálcio, CaF2. Tem brilho vítreo, é transparente. Fica opaca quando a cor é muito intensa. A amostra também alguns cristais brancos de barita (BaSO4).
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Semelhanças Atômicas
Isótopos - são átomos que apresentam o mesmo número atômico (Z) mas diferentes massas (A);
Isóbaros - são átomos que apresentam diferentes números atômicos (Z), mas mesmo número de massa (A);
Isótonos - são átomos que apresentam o mesmo número de nêutrons (n), mas diferentes números atômicos e de massa;
Isoeletrônicos - são átomos e íons que aprestam a mesma quantidade de elétrons.
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ISÓTOPOS
ÁTOMOS QUE APRESENTAM O MESMO NÚMERO ATÔMICO, MAS APRESENTAM DIFERENTES NÚMEROS DE MASSA.
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ISÓTOPOS DO HIDROGÊNIO
99,985 %
0,015 %
10-7 %
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ISÓBAROS
ÁTOMOS QUE APRESENTAM DIFERENTES NÚMEROS ATÔMICOS, MAS QUE POSSUEM O MESMO NÚMERO DE MASSA.
Ca
40
20
Ar
40
18
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ISÓTONOS
ÁTOMOS QUE APRESENTAM O MESMO NÚMERO DE NÊUTRONS, MAS DIFERENTES NÚMEROS ATÔMICOS E DE MASSA.
Mg
26
12
Si
28
14
N = 26 -12 = 14
N = 28 -14 = 14
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ISOELETRÔNICOS
ÁTOMOS E ÍONS QUE APRESENTAM A MESMA QUANTIDADE DE ELÉTRONS.
Na+
23
11
O-2
16
8
P = 11
N = 12
E = 10
P = 8
N = 8
E = 10
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BIBLIOGRAFIA
http://www.alunosonline.com.br/upload/conteudo_legenda/ba681167059d35666abb09a14358d18c.jpg. Acesso em: 10/08/2013;
http://pt.wikipedia.org/wiki/Modelo_at%C3%B4mico_de_Dalton#mediaviewer/Ficheiro:Atomo_de_Dalton.jpg. Acesso em: 10/08/2013;
http://www.cosmofisica.org/IMAGENES/DIAGRMAS%20EN%20CATEGORIAS/F.P.%20ATOMO/Modelo-atomico-de-Thompson222.png. Acesso em: 10/082013;
http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/9/92/Rutherford_atom.svg. Acesso em: 10/08/2013;
http://www.alunosonline.com.br/upload/conteudo/images/atomo-de-rutherford.jpg. Acesso em: 10/08/2013;
http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/7/75/Sommerfeld_ellipses.svg/650px-Sommerfeld_ellipses.svg.png. Acesso em: 10/08/2013;
http://ciencia.hsw.uol.com.br/atomos8.htm. Acesso em: 10/08/2013;
http://www.aeavi.com.br/blog/wp-content/uploads/2012/06/crea.jpg. Acesso em: 10/08/2013;
http://s3.amazonaws.com/magoo/ABAAAfvZ0AJ-1.jpg. Acesso em: 10/08/2013.
 
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