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Atomismo gregoOs gregos antigos foram os primeiros a postular que a matéria era constituída de elementos indivisíveis.Demócrito X Aristóteles Demócrito (400 a.C.) defendia que a matéria NÃO poderia ser dividida indefinidamente.Aristóteles (350 a.C.) julgava a matéria como sendo contínua e formada pela combinação dos 4 elementos: terra, fogo, água e ar.Aristóteles estava ERRADO, contudo sua teoria persistiu por cerca de 2.000 anos.
Atomismo científico
John Dalton: 1800 d.C. Æ 1º modelo científico (baseado em dados
experimentais) Toda matéria é composta de átomos. Átomos de um mesmo elemento são idênticos. Átomos de elementos diferentes combinam-se em
razões constantes para formar compostos. Átomos são rearranjados nas reações. Essas idéias foram importantes para as definições
abaixo:
Lei de Conservação das Massas:“Átomos não podem ser criados ou
destruídos”
Lei da Composição Constante:“Os elementos combinam-se em razões
fixas”
A descoberta da estrutura atômica (raios catódicos)
Raios catódicos (elétrons)?
Um tubo de raios catódicos (CRT) é um recipiente
profundo (ampola) com um eletrodo em cada extremidade.
Uma alta voltagem é aplicada entre os eletrodos, fazendo
com que partículas negativas se desloquem do catodo (-)
para o anodo (+).
A descoberta da estrutura atômica (Radioatividade)
Considere o seguinte experimento:Uma substância radioativa é colocada em um anteparo contendo um pequeno orifício de tal forma que um feixe de
radiação seja emitido pelo orifício.
A radiação passa entre duas chapas eletricamente carregadas e é detectada.
3 (três) pontos são observados no detector: um ponto desviado no sentido da chapa positiva, um ponto que não é afetado pelo campo elétrico, um ponto desviado no sentido da chapa negativa
.
A descoberta da estrutura atômica
Modelo de Thompson:Pela separação da radiação,
conclui-se que o átomo
consistia de entidades
neutras (sem carga) e de
entidades carregadas (tanto
negativa quanto
positivamente).
Thompson propôs que todas as espécies carregadas estavam presentes na superfície do átomo (ainda considerado esférico).Modelo do pudim de passas
Experimento de Rutherford:
Uma fonte de partículas α
foi colocada na saída de
um detector circular.
As partículas α foram
lançadas através de uma
fina película de ouro, com o
seguinte resultado:
A maioria das partículas passou diretamente através da
chapa, sem desviar.
Algumas foram desviadas com grandes ângulos.Modelo de Rutherford Para que a maioria das partículas α passasse através de um
pedaço da lâmina sem sofrer desvio, a maior parte do átomo
deveria consistir de uma carga negativa difusa de massa
baixa (o elétron).
Para explicar o pequeno número de desvios e em grau
elevado das partículas α, o centro do átomo deveria ser bem
denso e de uma carga positiva.
Desta forma, o átomo seria
esférico com a carga
positiva localizada no centro
(ou núcleo) e a carga
negativa estaria difusa em
torno dele.
Considerações de Bohr
Neils Bohr se valeu de seus
famosos postulados para
“contornar” as falhas do modelo
de Rutherford:1ºPostulado: Os elétrons
descrevem órbitas circulares
estacionárias ao redor do núcleo,
sem emitirem nem absorverem
energia.
2º Postulado: Fornecendo energia
(elétrica, térmica, ...) a um átomo,
um ou mais elétrons a absorvem e
saltam para níveis mais afastados do
núcleo. Ocorrendo uma transição
eletrônica.
O retorno ao nível inicial é
acompanhado pela liberação de
energia na forma de ondas
eltromagnéticas como luz visível e
ultravioleta.
Identificação dos átomos
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) existentes num átomo.
Portanto:A = Z+ N
Elemento químico
É o conjunto de todos os átomos com o mesmo
número atômico (Z).
Notação geral: A
Z X OU Z X A Número de massa
Número atômico
Íons:
Quando átomos (ou moléculas) perdem elétrons,
tornam-se íons com carga positiva (cátions). Na Na+ + e-
Quando ocorre ganho de elétrons, formam-se íons com carga negativa
(ânions).
Cl + e- Cl-
A quantidade de elétrons perdida ou ganha depende da posição na T.P.
Considere os seguintes exemplos:
1737Cl
1737Cl -
O núcleo não se altera.
Portanto A e Z também não.
A alteração ocorre na
eletrosfera
Acrescentando um elétron
20 nêutrons17 prótons
17 elétrons
20 nêutrons17 prótons
18elétrons
Símbolo que indica que um átomo neutro ganhou1 e-
Excesso de uma carga -
2311Na 23
11Na + Átomo neutro
O núcleo não se altera Portanto A e Z também não.
Retirando um elétronSímbolo que indica que um átomo neutro perdeu 1 e-
12nêutrons11prótons
11elétrons A alteração ocorre na eletrosfera
12nêutrons11prótons
10elétrons
Excesso de uma carga +
Isótopos, Isóbaros e IsótonosIsótopos são átomos com mesmo número de prótons
(Z) e diferente número de massa (A).
1H1 1H2
1H3
8O16
8 O17
8O18
Isóbaros são átomos de diferentes números de prótons (elementos diferentes), mas que possuem o mesmo número de massa (A).
19K40 20Ca40
Isótonos são átomos de difentes números de prótons(elementos diferentes), diferentes numero de massa e, porém com mesmo número de nêutrons.
17Cl37 20Ca40
Exercícios:1) O número de prótons, nêutrons e elétrons representados por 56Ba138 +2 é, respectivamente:a) 56,82 e 56b) 56,82 e 54c) 56,82 e 58
2) Quantos prótons, nêutrons e elétrons apresenta o átomo que é representado por 55
25Mn?
3) O número atômico do elemento X é 30.Os íons X+2 e Y-3 são isoeletrônicos. Escolha a opção correta para o número atômico de Y.a) 33 b) 31 c)3 d)28 e)25
Mecânica Quântica eorbitais atômicos
Schrödinger propôs uma equação que contém os termos
onda e partícula.A equação de Schrödinger necessita de 3 números quânticos:
1. principal, n: é o mesmo n de Bohr (nível). À medida que n aumenta, o
orbital torna-se maior e o elétron passa mais tempo mais distante do
núcleo.
2. azimutal, ℓ: depende do valor de n, varia de 0 até n -1.
Normalmente usamos letras (s, p, d e f ) para designar os orbitais com ℓ=
0, 1, 2 e 3, respectivamente.
3. magnético, mℓ: depende de ℓ, com valores inteiros entre -ℓ e
+ℓ,fornecendo a orientação do orbital no espaço.
Distribuição eletrônica em átomos neutros
1s2
2s2 2p6
3s2 3p6 3d10
4s2 4p6 4d10 4f14 1s2
5s2 5p6 5d10 5f14 Nível
6s2 6p6 6d10 subnível
7s2
Legenda
Exemplificando:
11Na 1s2 2s2 2p6 3s2
17Cl 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
Distribuição eletrônica em íons
Ao acrescentar ou retirar elétrons de um átomo
para elaborar a configuração eletrônica de um íon,
devemos realizar essa operação com a camada
de valência, que é a camada mais afastada do
núcleo.
Ex: 11Na 11Na+
17Cl 17Cl-
Retirando 1 elétron
Acrescentando 1 elétron
1s2 2s2 2p6
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
Orbitais eletrônicoss
P
d
f
Os orbitais são preenchidos em ordem crescente de nível
(n).
Regra de Hund: para orbitais degenerados (?), os
elétrons preenchem cada orbital isoladamente antes de
qualquer orbital receber um segundo elétron.
Princípio da exclusão de Pauli: 2 elétrons com o mesmo
número magnético de spin (ms) não podem ocupar o
mesmo orbital.
Ex: 11Na 1s2 2s2 2p6 3s1
Ligações Químicas
EstabilidadeGases nobres
Ligação Ligação iônica Metal +Não -metalLigação covalente Não-metal+Não-metalLigação metálica Metal+Não-metal
Ligação Iônica
União de íons Metal Não-metal 1, 2, 3 e- na C.V 5,6,7 e- na C.V Doar elétrons Receber elétrons Íon + (Cátion) Íon – (Ânion)
Ex:11Na 1s2 2s2 2p6 3s1 metal doar 1 e-
8O 1s2 2s2 2p4 não-metal receber 2 e-
• Na+
• Na0 O
Íons formados Fórmula do composto 2 [Na]+ [O]2- Na2O
Regra Prática
Cc+ Aa- CaAc
Ligação CovalenteCompartilhamento de íonsNão-metal + Não -metal + Hidrogênio 4,5,6 ou 7 e- na C.V 1 e- na C.V
Fórmula eletrônica Fórmula estrutural Fórmula
de Lewis molecular
Ex:H O H H - O - H H2O
EX: H H H-H H2
O O O═O O2
N N N ═ N N2