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Química Geral - CCE 0032 (2 créditos teóricos + 2 créditos práticos) Prof. Fábio Oliveira, M.Sc. 2018 Unidade 2 – Teoria atômica e tabela periódica – parte 1 Objetivos - Identificar a evolução dos diferentes modelos atômicos; - Definir átomo, partículas fundamentais, número e massa atômica. 2.1 – Átomos, evolução do modelo atômico e o modelo atômico moderno Introdução O homem na sua busca eterna pelo conhecimento se deparou, em dado momento da história, com o questionamento sobre como e de que eram feitas as coisas e como estas interagiam entre si. As primeiras ideias... Leucipo e Demócrito (séc. V a.C.) foram os primeiros a propor que a matéria era composta de pequenas partículas indestrutíveis. Já Platão e Aristóteles afirmavam que a matéria não possuía partes pequenas e sim que era composta de várias porções de fogo, ar, terra e água. Pela falta de experimentos que pudessem comprovar a tese de Leucipo, a afirmação de Aristóteles prevaleceu por quase 2000 anos. As primeiras ideias... No século XVI a ciência moderna começou a emergir. Uma maior ênfase na observação levou Nicolau Copérnico (1473–1543) a publicar Sobre as Revoluções das Esferas Celestes, em 1543. A publicação desse livro — que propunha que o Sol, e não a Terra, estava no centro do universo — marca o início do que atualmente chamamos de revolução científica. As primeiras ideias... Os 200 anos seguintes — e o trabalho de cientistas como Francis Bacon (1561–1626), Johannes Kepler (1571– 1630), Galileu Galilei (1564–1642), Robert Boyle (1627– 1691) e Isaac Newton (1642–1727) – trouxe rápido avanço à medida que a abordagem científica se tornava a maneira estabelecida para aprender a respeito do universo físico. As primeiras ideias... No início dos anos 1800, certas observações levaram o químico inglês John Dalton (1766–1844) a oferecer evidências convincentes que apoiavam as antigas ideias atômicas de Leucipo e Demócrito. “Estas observações levaram tacitamente à conclusão que parece ser adotada universalmente, de que todos os corpos de tamanho razoável… são constituídos de um vasto número de partículas extremamente pequenas, ou de átomos de matéria…” John Dalton (1766-1844) Leis Teoria atômica moderna Três importantes leis levaram ao desenvolvimento e aceitação da teoria atômica. São elas: - Lei da conservação da massa (1760 - Lavoisier); - Lei das proporções definidas (1803 - Proust); - Lei das proporções múltiplas (1803 - Dalton). A lei da conservação da massa “Em uma reação química, a matéria nunca é criada ou destruída.” A lei das proporções definidas “Todas as amostras de um dado composto, independentemente da sua fonte ou de como elas foram preparadas, têm as mesmas proporções dos seus elementos constituintes.” Por exemplo, a decomposição de 18,0 g de água resulta em 16,0 g de oxigênio e 2,0 g de hidrogênio, ou uma proporção em massa de oxigênio em relação ao hidrogênio de: Proporção em massa = 16,0g/2,0g = 8,0 ou 8:1 A lei das proporções múltiplas “Quando dois elementos (chamemos de A e B) formam dois compostos diferentes, as massas de elemento B que se combinam com 1 g do elemento A podem ser expressas na forma de uma proporção entre números inteiros pequenos.” A lei das proporções múltiplas Exercício resolvido O nitrogênio forma diversos compostos com o oxigênio, inclusive o dióxido de nitrogênio e o monóxido de dinitrogênio. O dióxido de nitrogênio contém 2,28 g de oxigênio para cada 1,00 g de nitrogênio, enquanto o monóxido de dinitrogênio contém 0,570 g de oxigênio para cada 1,00 g de nitrogênio. Mostre que estes resultados são consistentes com a lei das proporções múltiplas. John Dalton e a teoria atômica Em 1808, John Dalton explicava as leis que acabamos de ver, com a sua teoria atômica: 1. Cada elemento é constituído de minúsculas partículas indestrutíveis chamadas de átomos. 2. Todos os átomos de um dado elemento têm a mesma massa e as mesmas outras propriedades que os distinguem dos átomos de outros elementos. 3. Os átomos se combinam em proporções de números inteiros simples formando compostos. 4. Os átomos de um elemento não podem se transformar em átomos de outros elementos. Em uma reação química, os átomos apenas variam a maneira pela qual são ligados com outros átomos. A descoberta do elétron Ao final dos anos 1800, um físico inglês chamado J. J. Thomson (1856–1940), realizou experimentos para testar as propriedades dos raios catódicos. Thomson construiu um tubo de vidro parcialmente evacuado chamado de tubo de raios catódicos. Thomson, então, aplicou uma alta voltagem elétrica entre dois eletrodos, cada um deles localizado em uma das extremidades do tubo. Ele viu que um feixe de partículas, chamadas de raios catódicos, se deslocava a partir do eletrodo de carga negativa (que é chamado de catodo) para o de carga positiva (chamado de anodo). A descoberta do elétron A descoberta do elétron J. J. Thomson havia descoberto o elétron, uma partícula de pequena massa negativamente carregada presente dentro de todos os átomos. Ele escreveu: “Temos nos raios catódicos uma matéria em um novo estado, um estado no qual a subdivisão da matéria é realizada bem mais além… um estado no qual toda a matéria… é de um e mesmo tipo; sendo essa matéria a substância com a qual todos os elementos químicos são construídos”. A descoberta do elétron J. J. Thomson mediu a razão entre a carga e a massa das partículas de raios catódicos defletindo-os com o uso de campos elétricos e magnéticos. O valor medido foi de –1,76 × 108 C/g. Tal informação implica que a partícula de raio catódico era cerca de 2000 vezes mais leve (menos maciça) do que o hidrogênio, o átomo mais leve conhecido. A carga do elétron Em 1909, o físico americano Robert Millikan (1868–1953), realizou o experimento da gota de óleo, em que ele deduziu a carga de um único elétron. https://www.youtube.com/watch?v=xohI5URKRvA&t=100s A carga do elétron Medindo a intensidade do campo elétrico necessário para reter a queda livre das gotas e determinando as massas das próprias gotas (determinadas a partir do seu raio e massa específica), Millikan calculou a carga de cada gota. A carga medida em qualquer gota era sempre um número inteiro múltiplo de –1,60 × 10–19 C, a carga fundamental de um único elétron. Com esse número na mão, e conhecendo a razão entre a massa e a carga de Thomson para os elétrons, pode-se deduzir a massa de um elétron: A estrutura do átomo A descoberta de partículas de carga negativa dentro dos átomos levantou uma nova questão. Já que os átomos são de carga neutra, eles devem conter uma carga positiva que neutralize a carga negativa dos elétrons — mas como as cargas positiva e negativa se distribuem? Thomson propôs que os elétrons negativamente carregados eram pequenas partículas presas dentro de uma esfera positivamente carregada. A estrutura do átomo A descoberta da radioatividade — a emissão de pequenas partículas energéticas a partir de certos átomos instáveis — pelos cientistas Henri Becquerel (1852–1908) e Marie Curie (1867–1934) ao final do século XIX permitiu aos pesquisadores investigar experimentalmente a estrutura do átomo. Àquela época, os cientistas haviam identificado três diferentes tipos de radioatividade: as partículas alfa (α), as partículas beta (β) e os raios gama (γ). A estrutura do átomo Em 1909, Ernest Rutherford (1871–1937), sabendo que as partículas α são positivamente carregadas, realizou um experimento na tentativa de confirmar o modelo de Thomson. No experimento, Rutherford direcionavaas partículas α carregadas positivamente para uma chapa ultrafina constituída por uma folha de ouro. A estrutura do átomo Ele concluiu que, ao contrário do modelo do pudim de ameixa, a matéria não deve ser tão uniforme quanto parece. Ela deve conter grandes regiões de espaço vazio pontilhadas com pequenas regiões de matéria muito densa. Tendo por base essa ideia, ele propôs a teoria nuclear do átomo, com três partes fundamentais: 1. A maior parte da massa do átomo e toda a sua carga positiva ficam contidas em um pequeno caroço chamado de núcleo; 2. A maior parte do volume do átomo é espaço vazio, através do qual ficam dispersos diminutos elétrons negativamente carregados; 3. Há tantos elétrons negativamente carregados quanto há partículas positivamente carregadas (chamadas de prótons) dentro do núcleo, de modo que o átomo é eletricamente neutro. A estrutura do átomo 2.2 – Partículas fundamentais, número e massa atômica, número de massa e semelhanças atômicas Introdução Todos os átomos são constituídos das mesmas partículas subatômicas: prótons, nêutrons e elétrons. Uma unidade mais comum para expressar essas massas é a unidade de massa atômica (u), definida como 1/12 da massa de um átomo de carbono que contém seis prótons e seis nêutrons. A massa de um próton ou nêutron é aproximadamente 1 u. Os elétrons, por outro lado, têm uma massa quase desprezível de 0,00091 × 10–27 kg ou 0,00055 u. Introdução A matéria geralmente é neutra em carga (não tem nenhuma carga global), porque prótons e elétrons normalmente estão presentes em números iguais. Quando a matéria adquire desequilíbrios de cargas, esses desequilíbrios em geral se equalizam rapidamente, com frequência de modo dramático. O número atômico O número mais importante para a identidade de um átomo é o número de prótons em seu núcleo. O número de prótons define o elemento. Por exemplo, um átomo com 2 prótons em seu núcleo é um átomo de hélio, um átomo com 6 prótons em seu núcleo é um átomo de carbono e um átomo com 92 prótons em seu núcleo é um átomo de urânio. O número de prótons no núcleo de um átomo é seu número atômico que é representado pelo símbolo Z. A massa atômica O número de massa, A, corresponde à soma do número de prótons e nêutrons no átomo. A massa de um átomo está portanto concentrada no seu núcleo. Isótopos Todos os átomos de um dado elemento têm o mesmo número de prótons; contudo, eles não têm necessariamente o mesmo numero de nêutrons. Por exemplo, todos os átomos de neônio contêm 10 prótons, mas eles podem conter 10, 11 ou 12 nêutrons. Todos os três tipos de átomos de neônio existem, e cada um tem uma massa ligeiramente diferente. Átomos com o mesmo número de prótons, mas diferentes números de nêutrons, são chamados de isótopos. Exercícios propostos Exercícios de fixação (1, 2, 4 e 5), nas páginas 73 e 74 do livro do proprietário. Assuntos da próxima aula - Estudar os diferentes números quânticos e suas aplicações; - Identificar as diferentes propriedades e a classificação dos materiais de acordo à tabela periódica moderna; - Fazer configurações eletrônicas por níveis e subníveis.
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