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Aula 3 Unidade 2 – Teoria atômica e tabela periódica - Parte 1 Tema: Átomos, modelos atômicos, número de massa, número atômico, massa atômica Objetivos: - Identificar a evolução dos diferentes modelos atômicos. - Definir átomo, partículas fundamentais, número e massa atômica Química Geral - Introdução 2 Modelos atômicos A origem da palavra átomo A palavra átomo foi utilizada pela primeira vez na Grécia antiga, por volta do ano 400 aC. Demócrito (um filósofo grego) acreditava que todo tipo de matéria fosse formado por diminutas partículas que denominou átomos (átomo em grego = indivisível). Acreditava-se que tais partículas representavam a menor porção de matéria possível, ou seja, eram indivisíveis. Como esta ideia não pôde ser comprovada por Demócrito e seus contemporâneos, ela ficou conhecida como 1º modelo atômico, mas meramente filosófico. Modelos atômicos • O conceito de átomo de Demócrito permaneceu inalterado como uma especulação filosófica, com pouca utilidade científica, até a descoberta de duas leis químicas quantitativas: • Lei da conservação da massa • Lei das proporções definidas • A evidência que conduziu à descoberta destas leis teve origem em observações experimentais de muitos cientistas no século XVIII e início do século XIX. Modelo Atômico de Dalton Em 1803, Dalton retomou estas ideias sob uma nova perspectiva: a experimentação. Baseado em reações químicas e pesagens minuciosas, chegou à conclusão de que os átomos realmente existiam e que possuíam algumas características: - Toda matéria é formada por diminutas partículas esféricas, maciças, neutras e indivisíveis chamadas átomos. - Existe um número finito de tipos de átomos na natureza. - A combinação de iguais ou diferentes tipos de átomos originam os diferentes materiais. 5 A Teoria Atômica de Dalton (John Dalton, 1766-1844): A matéria é formada de pequenas partículas denominadas átomos; Os átomos não podem ser criados ou destruídos. Nas reações químicas, os átomos mudam suas posições relativas mas permanecem intactos; Em qualquer amostra de um elemento puro, as massas e as outras propriedades de todos os átomos são idênticas; Os átomos de elementos diferentes têm massas e outras propriedades diferentes; Quando átomos de elementos diferentes se combinam para formar compostos, formam-se novas partículas mais complexas. Entretanto, os átomos que constituem um determinado composto estão sempre presentes na mesma proporção numérica. Elementos e átomos são descritos pela Teoria Atômica de Dalton • As primeiras teorias atômicas consideraram que os átomos eram indestrutíveis e que era impossível que fossem transformados em fragmentos menores. • Durante o final do século XIX e início do século XX, foram realizadas diversas experiências que demonstraram que os átomos são constituídos de partículas subatômicas. • Em 1834, Michael Faraday – a passagem de uma corrente elétrica através de soluções aquosas podia provocar transformações químicas; • Século XIX: experiências com tubos de descarga de gás (corrente elétrica provocada por uma voltagem elevada passava através de um gás encerrado sob baixa pressão dentro de um tubo de vidro); Modelo Atômico de Thomson (1897) Com a descoberta dos elétrons, Thomson propôs um modelo de átomo no qual os elétrons estariam uniformemente distribuídos sobre os átomos, garantindo o equilíbrio elétrico entre as cargas positiva dos átomos e negativa dos elétrons. 9 Modelo Atômico de Rutherford (1911) – Átomo com núcleo A maior parte da massa do átomo e toda a sua carga positiva estão localizadas em uma região muito pequena e densa, que chamou de núcleo. Se o modelo do átomo de Thomson estivesse correto, o resultado de Rutherford seria impossível. 10 Observando as cintilações na tela de ZnS, Rutherford verificou que muitas partículas α (alfa) atravessavam a lâmina de ouro, sem sofrerem desvio, e poucas sofriam desvio. Como as partículas alfa têm carga elétrica positiva, o desvio seria provocado por um choque com outra carga positiva, isto é, com o núcleo do átomo. Os grandes espaços vazios explicam porque a grande maioria das partículas α (alfa) não sofre desvios. Modelo Atômico de Rutherford (1911) – Átomo com núcleo 11 • O átomo consite de entidades neutras, positivas e negativas (prótons, elétrons e nêutrons). • Os prótons e nêutrons estão localizados no núcleo do átomo, que é pequeno. A maior parte da massa do átomo se deve ao núcleo. Se o ouro apresenta núcleos positivos, como explicar o fato de a lâmina de ouro ser eletricamente neutra? Para explicar esta questão, Rutherford imaginou que ao redor do núcleo estavam os elétrons. Sendo negativos, os elétrons iriam contrabalançar a carga positiva do núcleo e garantir a neutralidade elétrica do átomo. Sendo muito pequenos e estando muito afastados entre si, os elétrons não iriam interferir na trajetória das partículas α. 12 O átomo proposto por Rutherford seria semelhante ao sistema solar: o núcleo representa o Sol e, os elétrons, os planetas. Estudos experimentais mostraram que o núcleo é formado por prótons e nêutrons e ao redor do núcleo giram elétrons em órbitas circulares, chamadas eletrosfera. Do ponto de vista químico, pode-se adotar uma visão simples do átomo porque apenas três partículas subatômicas influenciam o comportamento químico: próton, nêutron e elétron. Niels Bohr (1885 - 1962) Niels Bohr trabalhou com Thomson, e posteriormente com Rutherford. Tendo continuado o trabalho destes dois físicos, aperfeiçoou, em 1913, o modelo atômico de Rutherford. Utilizando estudos de Max Planck e de Einstein, Bohr desenvolveu um novo modelo atômico. - Os Postulados de Niels 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 o mesmo. 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: 1º postulado: Os elétrons descrevem órbitas circulares estacionárias ao redor do núcleo, sem emitir nem absorver energia. 2º postulado: Fornecendo energia (elétrica, térmica, ....) a um átomo, um ou mais elétrons a absorvem e saltam para níveis mais afastados do núcleo. Ao voltarem às suas órbitas originais, devolvem a energia recebida em forma de luz (fenômeno observado, tomando como exemplo, uma barra de ferro aquecida ao rubro). 16 No estado fundamental (de menor energia), os elétrons ocupariam os níveis mais baixos de energia. Recebendo energia de uma fonte externa, um ou mais elétrons absorvem essa energia e saltam de uma órbita mais interna para uma órbita mais externa. A quantidade de energia recebida é bem definida (um quantum de energia) e dizemos que o átomo está no estado excitado. As figuras abaixo representam a mudança de nível em função do ganho ou perda de energia: Ao “voltar” para a órbita mais interna, o elétron emite um quantum de energia, na forma de luz. 17 Teoria Quântica De acordo com Max Planck (1900), quando uma partícula passa de uma situação de maior energia para outra de menor energia ou vice-versa, a energia é perdida ou recebida em "pacotes" que recebe o nome de quanta (quantum é o singularde quanta). O quantum é o pacote fundamental de energia e é indivisível. Cada tipo de energia tem o seu quantum. A Teoria Quântica permitiu a identificação dos elétrons de um determinado átomo, surgindo assim os "números quânticos". 19 O átomo de Rutherford foi, então, corrigido pelas ponderações de Bohr e recebeu o nome de modelo atômico de Rutherford- Bohr. O desenvolvimento desses estudos mostrou que os elétrons se agrupam em 7 camadas eletrônicas, denominadas: K, L, M, N, O, P e Q. Em cada camada, os elétrons têm uma quantidade fixa de energia; por esse motivo, as camadas são também denominadas níveis de energia ou estados estacionários. 20 Modelos Atômicos Dalton 1803 Thomson 1897 Rutherford 1911 Bohr 1913 Atual 1926 21 • Pode haver um número variável de nêutrons para o mesmo número de prótons. Os isótopos têm o mesmo número de prótons, mas números diferentes de nêutrons. • Os elétrons estão localizados fora do núcleo. Grande parte do volume do átomo se deve aos elétrons. Partícula Massa (u) Carga elétrica Próton 1,007276 + 1 Nêutron 1,008685 0 Elétron 0,0005486 - 1 Os átomos têm um número igual de prótons e elétrons, sendo a sua carga total zero. Observa-se que a massa de um elétron é cerca de 1.836 vezes menor que a de um próton ou de um nêutron. 22 23 Identificação de átomos O número de prótons, nêutrons e elétrons de um átomo constitui um dado importante para a identificação de um átomo. Alguns conceitos relacionados: Número atômico (Z) – é o número de prótons existentes no núcleo de um átomo. Número de massa (A) – é a soma do número de prótons (Z) e de nêutrons (N) do átomo. Assim: A = Z + N Exemplo: O átomo de sódio tem 11 prótons, 12 nêutrons e 11 elétrons. Então, para o elemento químico sódio temos: - número atômico: Z = 11 (número de prótons = número de elétrons = 11) - número de nêutrons: N = 12 - número de massa: A = Z + N = 11 + 12 = 23. Química Geral - Introdução 24 Elemento químico - É o conjunto de todos os átomos com o mesmo número atômico (Z). A notação genérica, para um átomo é: Por exemplo: 17 35Cl indica um átomo de cloro que possui 17 prótons e 18 nêutrons no núcleo. Seu número de massa é 17 + 18 = 35. Química Geral - Introdução 25 De acordo com as relações entre átomos, eles podem ser classificados em: isótopos, isóbaros, isótonos e isoeletrônicos Classificação Atômica Química Geral - Introdução 26 Química Geral - Introdução 27 Química Geral - Introdução 28 29 30 A escala de massa atômica • A massa do 1H é 1,6735 x 10-24 g e do 16O é 2,6560 x 10-23 g. • Definimos: a massa de 12C = exatamente 12 u. • Usando unidades de massa atômica: 1 u = 1,66054 x 10-24 g 1 g = 6,02214 x 1023 u 31 Massas atômicas Massas atômicas médias • A massa atômica relativa: massas médias dos isótopos: – O C natural: 98,93 % de 12C + 1,07 % de 13C. • A massa média do C: • (0,9893)(12 u) + (0,0107)(13,00335) = 12,01 u • A massa atômica (MA) é também conhecida como massa atômica média. • As massas atômicas estão relacionadas na tabela periódica. 32 • A tabela periódica é utilizada para organizar os 118 elementos de modo significativo. • Como consequência dessa organização, existem propriedades periódicas associadas à tabela periódica. A tabela periódica 33 • As colunas na tabela periódica chamam-se grupos (numeradas de 1A a 8A ou de 1 a 18). • As linhas na tabela periódica chamam-se períodos. • Os metais estão localizados no lado esquerdo da tabela periódica • (a maioria dos elementos são metais). • Os não-metais estão localizados na parte superior do lado direito da tabela periódica. • Os elementos com propriedades similares, tanto com os metais quanto com os não-metais, são chamados metalóides e estão localizados no espaço entre os metais e os não-metais. A tabela periódica 34 A tabela periódica • Alguns dos grupos na tabela periódica recebem nomes especiais. • Estes nomes indicam as similaridades entre os membros de um grupo: Grupo 1 ou 1A: Metais alcalinos Grupo 2 ou 2A: Metais alcalinos terrosos Grupo 16 ou 6A: Calcogênios Grupo 17 ou 7A: Halogênios Grupo 18 ou 8A: Gases nobres 35
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