Teoria Atômica. Constituição da matéria. Raízes históricas da composição da matéria. Modelos atômicos. Composição de um átomo.

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1 Teoria Atômica Constituição da matéria Raízes históricas da composição da matéria Modelos atômicos Composição de um átomo Tabela periódica

2 Raízes Históricas 6000 a.c.: descoberta do fogo 4000 a.c.: vidros, cerâmicas, pigmentos, sabão, perfumes a.c. : alguns metais como cobre, estanho, ouro anos homem já extraía pigmentos de plantas e cascas de árvores.

3 Empédocles ( século V a.c) Leucipo e Demócrito (400 a.c) Filosofica atômica átomos o que não pode ser divido

4 Aristóteles ( 350 a.c.)

5 Alquimistas (séculos I a XV) Obter o ouro com a combinações de outros metais Pedra filosofal Elixir da longa vida

6 Modelo atômico de Dalton Toda matéria seria constituída por partículas esféricas e indivisíveis. Após Dalton ter apresentado sua teoria, em 1808, na qual sugeria que os átomos eram indivisíveis, maciços e esféricos, vários cientistas demonstraram que os átomos eram constituídos por partículas ainda menores, sub-atômicas.

7 Modelo de Thomson Em 1897, Thomson, ao realizar vários experimentos com gases submetidos a descargas elétricas, descobriu nos átomos partículas ainda menores, com carga elétrica negativa e massa, denominadas elétrons. Pudim de passas : Pudim de passas : O átomo é maciço e constituído por um fluido com carga elétrica positiva, no qual estão dispersos os elétrons.

8 Modelo de Rutherford Descoberta do próton, partícula de carga positiva Rutherford propôs um novo modelos, em que o átomo seria semelhante ao Sistema solar, formado por duas regiões diferentes: a) Núcleo: região central que contém praticamente toda massa do átomo e apresenta carga positiva (os prótons). b) Eletrosfera: região praticamente sem massa envolvendo o núcleo e com carga negativa ( elétrons). Núcleo é a vezes menor que o átomo

9 Nêutrons Considerando que cargas de mesmo sinal se repelem, Rutherford admitiu a existência de outras partículas no núcleo. Essas partículas foram descobertas em 1932, por Chadwick, recebendo o nome de nêutrons. Nêutrons tem massa praticamente igual dos prótons, porém sem carga elétrica, os nêutrons diminuem a repulsão entre os prótons, aumentando a estabilidade do núcleo.

10 Características físicas das partículas atômicas fundamentais

11 Modelo atômico de Bohr

12 Os subníveis Em cada camada ou nível de energia, os elétrons se distribuem em subcamadas ou subníveis de energia, representados pelas letras s,p,d,f, em ordem crescente de energia. O Diagrama de Linus Pauling facilita a distribuição desses elétrons seguindo a ordem crescente de ernergia.

13 Exemplo2: Lítio(Li) Z=3 O átomo do Li apresenta 3 prótons, como o átomo é neutro, terá também um 3 elétrons. 3 Elétrons 3 Li : Distribuição eletrônica: 1s 2 2s 1

14 Exemplo 3: Sódio (Na) Z=11 (página 200) O átomo do Na apresenta 11 prótons, como o átomo é neutro, terá também um 11 elétrons. Distribuição eletrônica: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1

15 Camada de valência Camada ou nível de valência é a camada mais externa da elerosfera, a mais afastada do núcleo. Exemplo 1: Ca: Z= 20 Camada de valência K L M N elétrons de valência Distribuição eletrônica: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10

16 Principais características do átomo Número atômico (Z): número que indica a quantidade de prótons existentes no núcleo de um átomo. Como os átomos são eletricamente neutros, o número de prótons é igual ao número de elétrons. Exemplos: cloro (Cl) Z= 17 prótons = 17, elétrons= 17 sódio(na) Z= 11 prótons= 11, elétrons= 11

17 Número de massa (A): soma do número de prótons (p) com o número de nêutrons (n) presentes no núcleo de um átomo. Como os átomos são inteiros, o número de massa (A) sempre será um número inteiro. Exemplos: Número de massa (A) A

18 Ca Z = 20 p = 20 A= 40 A = p + n 40= 20 + n n= 20 Cl Z = 17 p = 17 A= 35 A = p + n 35= 17 + n n= 18

19 Elemento químico Elemento químico é o conjunto formado por átomos de mesmo número atômico (Z). Representação de um elemento químico: A Z X ou Z X A

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22 Íons Íons: espécie química que apresenta o número de prótons diferente do número de elétrons. Os átomos, ao ganhar ou perder elétrons, originam dois tipos de íons: Perda de elétrons ou seja perda de carga negativa Íons positivos = cátions Ganhoe elétrons ou seja ganhode carga negativa Íons negativos = ânions

23 Semelhanças atômicas Isótopos: átomos que tem o mesmo número atômico (Z), mas diferentes números de massa (A). Os isótopos naturais são encontrados numa proporção praticamente constante para cada elemento químico, em qualquer lugar da Terra. Vejamos o exemplo do magnésio: A Z X

24 Hoje, embora haja apenas um total de 115 elementos químicos, são conhecidos mais 1000 isótopos, muitos produzidos artificialmente. O único elemento químico cujos isótopos apresentam nomes próprios é o hidrogênio (H), formado pelos seguintes isotópos.

25 O mol Um mol é a quantia de substância que possui um número de unidades fundamentais (átomos, moléculas e outras partículas) igual ao número presente em exatamente 12g do isótopo carbono-12. O mol é a unidade de contagem da química. Um mol contém sempre o mesmo número de partículas!!! ou 6,02 x átomos moléculas Número de Avogradao íons elétrons

26 Mol vs dúzia A unidade mol pode ser comparada à dúzia, pois ambas são adimensionais e são utilizadas para descrever quantidades. Mol Dúzia = 6,02 x10 23 unidades de = 12 unidades de átomos moléculas íons elétrons

27 Mol e Massa molar / atômica A unidade de massa (u) equivale a massa em g de 1 mol de átomos, portanto: Massa atômica do O = 16 u 16 g em 1 mol ou 16 g/mol Exemplo: Que massa em gramas, é representada por 0,35 mol de alumínio?massa molar do alumínio igual a 27 g/mol. 1mol de Alumínio -- 27g 0,35 mol de Alumínio -- x x= 9,5 g de Alumínio

28 Exemplo: Quantos átomos estão presentes em um pedaço de enxofre tendo uma massa de 10,0 g? (Massa atômica do S= 32,1 u) Um átomo de S tem umas massa de 32,1 u e assim 1 mol de átomos de S tem uma massa de 32,1g. Para resolver esse problema temos que achar quantos mols equivalem 10g de S. 32,1 g de S mol de S 10,0 g de S x x = 10 g/ 32,1 g = 0,312 mol de átomos de S Desde que 1mol de S consiste em 6,02x átomos de S, 0,312 mol de átomos de S consistem em: 1mol de átomos de S ,02 x ,312 mol de átomos de S x x = 0,312 mols x 6,02 x = 1,88 x átomos de S

29 Número de partículas Equivalências Massas atômicas: O= 16,0 u, H= 1,0; C=12,0 Número de mol(s) Massa (g) 6,02x mol de O 2 32g 2 mol de O 2 12,04 x g 1/2 mol de C 3,01 x g 18,06x10 23 Mol de C 18,06 x ,02 x g 6,02x Mol 10 de H 2 O 180g

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