A Estrutura do Átomo

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Mayara Kelly Rocha Soares
A estrutura do átomo
 400 anos A.D
o Leucito e Demócrito propuseram o
conceito de átomo
o A = Não
Tomo = Divisível
o Menor parte da matéria
 1808 Dalton apresenta sua teoria atômica
Teoria Atômica de Dalton
 Primeiro modelo do átomo
1. A matéria é constituída de pequenas
partículas esféricas maciças e indivisíveis
denominadas átomos.
2. Um conjunto de átomos com as mesmas
massas e tamanhos apresenta as mesmas
propriedades e constitui um elemento
químico.
3. Elementos químicos diferentes
apresentam átomos com massas, tamanhos
e propriedades diferentes.
4. A combinação de átomos de elementos
diferentes, numa proporção de números
inteiros, origina substâncias diferentes.
5. Os átomos não são criados nem
destruídos: são simplesmente rearranjados,
originando novas substâncias.
 Lei da conservação da massa
o Nada se cria, nada se perde, tudo se
transforma
o Sem perda de massa durante a reação
química
 Lei da composição fixa
o Representada pela formula química das
substancias
o Os compostos podem ter os mesmos
átomos, mas quando há diferença no
número dos seus átomos, são
consideradas substancias totalmente
diferentes
o Cada composto tem sua formula química
A descoberta das partículas
subatômicas
Elétron (e)
 1897 Joseph John Thomson demonstra que
o átomo não é indivisível, contrariando a
teoria de Dalton
 Tubo de raios catódicos
 Conclusão de Thomson:
a) os raios eram partículas (corpúsculos)
menores que os átomos;
b) os raios apresentavam carga elétrica
negativa. Essas partículas foram denominadas
elétrons (e).
 Modelo chamado de “pudim de passas”
 “O átomo é maciço e constituído por um
fluido com carga elétrica positiva, no qual
estão dispersos os elétrons”
 O átomo seria eletricamente neutro
Radioatividade
 Inicio do sec. 20
 Marie Curie
 Elementos radioativos que emitem partículas
radioativas
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 Partículas radioativas
o α
 Massa de aprox. 2 prótons e 2
nêutrons
 Ao passar por um campo
eletromagnético é atraída para o lado
negativo
 Carga positiva
o β
 Não apresentam muita massa
 Sofrem desvio para o lado positivo do
campo eletromagnético
 Carga negativa
o γ
 Mais perigosa que as demais
 Não tem massa e nem carga
 Não sofre desvio
 Alto poder de penetração
 Descoberta dos prótons e dos nêutrons
Próton (p)
 1886 Eugen Goldstein, usando uma
aparelhagem semelhante à de Thomson
observou o aparecimento de um feixe
luminoso no sentido oposto ao dos elétrons
 Os componentes desse feixe
deveriam apresentar carga elétrica positiva
 1904 Rutherford ao realizar o mesmo
experimento com o gás hidrogênio,
detectou a presença de partículas com
carga elétrica positiva as quais ele
denominou prótons (p)
 A massa de um próton é aproximadamente
1 836 vezes maior que a de um elétron
O experimento de Rutherford
 Queria estudar a radioatividade
 Para verificar se os átomos eram maciços
 “Bombardeou” uma finíssima lâmina de ouro
com pequenas partículas de carga elétrica
positiva, denominadas partículas alfa (α),
emitidas por um material
radioativo
 Logo, obteve algumas observações e
conclusões:
 Ao comparar o número de partículas alfa
que voltaram e as que atravessaram a
lâmina, Rutherford concluiu que o raio do
átomo é 10 mil vezes maior que seu núcleo
 Propôs então um novo modelo atômico,
semelhante ao sistema solar
Nêutron (n)
 1932 Chadwick descobriu os nêutrons a
partir de experiencias com materiais
radioativos
 Localizados no núcleo e apresentam massa
muito próxima à dos prótons
 Não apresentam carga elétrica
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 O modelo atômico mais utilizado até hoje é
o de Rutherford, com a inclusão dos
nêutrons no núcleo
Teoria atômica de Bohr
 Estudando o hidrogênio
 Melhorias no modelo de Rutherford
 Continua a ideia do modelo nuclear
 A eletrosfera agora possui orbitais (regiões
energéticas)
o Energia pode ser quantizada
o Aumenta à medida que existe
afastamento do núcleo
o Explica a luminescência
 Luminescência
o O elétron pode absorver uma energia
externa
o “Saltando” para uma orbital mais acima
o Libera energia ao retornar ao seu nível
energético de origem (produzindo uma
“cor”)
Principais características do átomo
Número atômico (Z)
 1913 Moseley percebeu que o
comportamento de cada elemento químico
estava relacionado com a quantidade de
cargas positivas
 Ao número de prótons é a grandeza que
caracteriza cada elemento, esse número é
denominado número atômico
 Z = n° de prótons
 N° prótons = n° elétrons
Número de massa (A)
 A soma do número de prótons (p) com o
número de nêutrons (n)
A = p + n
 O número de massa sempre será um
número inteiro
Elemento químico
 É o conjunto formado por átomos de
mesmo número atômico (Z).
 115 elementos químicos no total, n° atômico
variando de 1 a 118
 Cada elemento químico corresponde a um
n° atômico
 Ao representar um elemento químico,
devem-se indicar, junto ao seu símbolo, seu
número atômico (Z) e seu número de
massa (A)
Íons
 Sistemas eletricamente carregados
 Formados a partir da capacidade do átomo
de perder ou ganhar elétrons
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 Apresenta o numero de prótons diferente
do número de elétrons
 Dois tipos de íons:
o Íons positivos: cátions
o Íons negativos: ânions
 Cátions
o Quando um átomo perde elétrons
o Número de prótons maior que os elétrons
o Por conta de o próton ser mais positivo
que o elétron, e o mesmo está em maior
quantidade, podemos dizer que o sistema
fica eletricamente positivo
o O íon que se formou (12Mg2+) é
denominado cátion bivalente
 Ânions
o Quando o átomo recebe elétrons
o Numero de prótons é menor que o de
elétrons
o Por conta de o elétron ser mais negativo
que o próton, e o mesmo está em maior
quantidade, podemos dizer que o sistema
fica eletricamente negativo
o O íon que se formou (9F-) é denominado
ânion monovalente
Semelhanças atômicas
 Isótopos
o Átomos que apresentam mesmo número
atômico (pertencem ao mesmo elemento
químico)
o Massas diferentes
o A maioria dos elementos químicos são
constituídos por uma mistura de isótopos
o Os isótopos do hidrogênio têm nomes
próprios
 Isóbaros
o Átomos que apresentam mesmos
números atômicos, mas mesmo número
de massa (pertencem a elementos
químicos diferentes)
 Isótonos
o Átomos que apresentam mesmo numero
de neutros, porem diferentes números de
massa atômica e de número atômico
 Isoelétricos
o Átomos e íons que apresentam a mesma
quantidade de elétrons