Propriedades da Matéria

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2 Classificação: Propriedades extensivas: são aquelas cujos valores medidos dependem do tamanho ou da extensão da amostra. Exemplos: 1. Medida de massa 2. Medida de volume Propriedades intensivas: são aquelas que não dependem do tamanho da amostra. Quando diferentes amostras exibem valores idênticos de propriedades intensivas, é razoável supormos que elas são constituídas do mesmo material. Exemplo: Densidade

3 1. Densidade A densidade absoluta ou massa específica é a razão entre a massa de uma amostra de um material e seu respectivo volume. Aplicação 1: Uma amostra de NaCO 3 possui 5,66 g e ocupa um volume de 2 cm 3. Qual a sua densidade? m V 5,66g 2cm m V 2,83g / 3 cm 3

4 Aplicação 2: Um engenheiro deseja medir a densidade de um prego para confirmar se é de cobre. O prego possui massa de 55,4 g e volume de 6,2 ml. O parafuso é de cobre? Dado: ρ Cu = 8,96 g/ml. m V 55,4g 6,2mL 8,94g / ml Resposta: O parafuso provavelmente é de cobre.

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6 A curiosa particularidade da água. Como regra geral, um material líquido é menos denso que o mesmo material em estado sólido. É estranho, portanto, o fato de o gelo flutuar no seu próprio líquido. Isto ocorre quando a temperatura do gelo está entre 0 C e 4 C.

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8 Estados físicos da matéria: Dependendo da temperatura e da pressão, a matéria pode-se apresentar nos seguintes estados físicos: a) Sólido: possui forma e volume definidos, isto é, não depende do recipiente em que está; b) Líquido: possui volume definido (temperatura e pressão cte.) porém não possui forma definida, adquirindo a forma do recipiente; c) Gasoso: não possui volume nem forma definida. Pode-se expandir ou contrair seu volume com relativa facilidade.

9 Estados físicos da matéria: d) Plasma: é um gás ionizado, constituídos por átomos ionizados e elétrons em uma distribuição quase-neutra que possuem comportamento coletivo. A pequena diferença de cargas torna o plasma eletricamente condutível, fazendo com que ele tenha uma forte resposta a campos eletromagnéticos; e) Condensado (ou gás) de Bose-Einstein: é obtido quando a temperatura chega a ser tão baixa que as moléculas entram em colapso. f) Condensado (ou gás) Fermiônico, acontece quando certa matéria é aquecida a ponto de suas moléculas ficarem completamente livres.

10 Mudanças de fase:

11 Ponto de fusão (PF) e ponto de ebulição (PE): A uma pressão constante, a temperatura na qual uma substância pura passa do estado sólido para o estado líquido é chamada de temperatura (ou ponto) de fusão. Do mesmo modo, a temperatura na qual uma substância pura passa do estado líquido para o estado gasoso é chamada de temperatura (ou ponto) de ebulição. Veja o exemplo da água (pura):

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13 Aplicação 3: De acordo com a tabela abaixo, que apresenta as temperaturas de fusão e de ebulição de algumas substâncias, responda: Qual o estado físico delas à temperatura ambiente (25 C)? Substância I II III IV V PF ( C) -117, PE ( C) 78, ,6 Resposta: I líquido; II líquido; III sólido; IV sólido; V líquido

14 A ESTRUTURA ATÔMICA Quando não podemos observar diretamente um sistema ( invisível ), utilizamos modelos, a interpretação conceitual mais próxima do que supomos ser a realidade invisível. Com o passar do tempo, os cientistas vêm obtendo informações a respeito do átomo. Mesmo assim, como são invisíveis, os desenhos (representações) de átomos são descrições dadas pelo modelo. O modelo atômico é uma representação que procura explicar, sob o ponto de vista da ciência, fenômenos relacionados à estrutura da matéria e às formas como ela se expressa.

15 O modelo de Dalton Baseados em trabalhos anteriores, o inglês John Dalton propôs, em 1803, o seguinte modelo: A matéria é formada por minúsculas partículas indivisíveis, denominadas átomos; Os átomos de cada elemento seriam iguais, porém átomos de diferentes elementos teriam massas diferentes; A combinação química ocorreriam quando átomos de dois ou mais elementos formassem uma união livre ; Os átomos não seriam nem destruídos nem criados numa reação química.

16 O modelo de Dalton Dalton imaginou os átomos maciços. Embora suas ideias estivessem quase todas equivocadas, eram coerentes com as observações da época. Até hoje, quando conveniente, usamos sua maneira simplificada de representar os átomos.

17 A natureza elétrica da matéria William Crookes ( ) desenvolveu um tubo para estudo do comportamento de gases. Este tubo continha uma par de eletrodos. Quando se aplicava uma voltagem alta entre os eletrodos, ocorria uma descarga elétrica do gás e via-se um fluxo luminoso partindo do cátodo em direção ao ânodo (CRT), logo, tinham natureza negativa. Experimentos mostravam que os feixes eram desviados usando-se campos eletromagnéticos, logo, eram partículas. As partículas eram menores que um átomo. Joseph Thomson ( ) denominou-as de elétrons. Previu-se, assim, a existência de cargas positivas.

18 A natureza elétrica da matéria Eugene Goldstein ( ), em 1886, utilizando uma adaptação do tubo de Crookes, observou um foco luminoso do ânodo para o cátodo, partículas de carga elétrica positiva. A massa dos íons positivos variava dependendo do gás e o hidrogênio era o de menor massa. A essa partícula chamou-se próton. Em 1913, o físico inglês Henry Moseley ( ) demonstrou que cada elemento químico possuía um número atômico diferente em sequência, que ia desde o hidrogênio (Z = 1) até o urânio (Z = 92).

19 O modelo atômico de Thomson Em 1898, propôs que os átomos deveriam ser formados por uma esfera uniforme de matéria carregada positivamente, incrustada de elétrons, de modo que a carga total fosse nula. Este foi o primeiro modelo eletrônico de átomo. Apesar de ter vida curta, a importância desse modelo é reconhecida por ser o primeiro modelo a considerar que o átomo seria formado por partículas menores que ele (partículas subatômica) os elétrons.

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21 O modelo atômico de Rutherford Rutherford ( ) bombardeou uma fina lâmina de ouro com partículas α (provenientes do núcleo do átomo, com carga +) e observou que a grande maioria delas atravessava a lâmina sem sofrer desvios (vazios). Uma pequena parcela das partículas sofria desvios e algumas até eram refletidas de volta.

22 O modelo atômico de Rutherford Para explicar os resultados, Rutherford imaginou um novo modelo do átomo: ele seria esférico, com um núcleo, no centro, contendo a maior parte da massa, com carga positiva e a região fora do núcleo deveria ser ocupada pelos elétrons (carga negativa), orbitando o núcleo.

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24 A descoberta do nêutron Em 1932, James Chadwick ( ) confirmou a existência do nêutron no núcleo, uma partícula sem carga, com massa semelhante à do próton, completando, assim, a composição básica do átomo. A descoberta do nêutron esclareceu algumas dúvidas a respeito das massas atômicas e da existência dos isótopos (átomos do mesmo elemento com massas diferentes). Alguns conceitos continuavam em aberto: O elétron não poderia estar parado, pois senão eles se aproximariam do núcleo por atração elétrica. Mas como era seu movimento?

25 O átomo de Bohr Ideias preliminares de Niels Bohr ( ) sugeriram órbitas circulares e elípticas para os elétrons. Bohr propôs que os elétrons possuem quantidades fixas de energia (em função da localização ao redor do núcleo atômico órbitas). O modelo de Bohr segue a hipótese de que os elétrons não emitem energia ao percorrer sua respectiva órbita, mas quando ele passa de uma órbita para outra emite ou absorve uma quantidade de energia. A essas órbitas, Bohr chamou de camadas eletrônicas.

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27 Os quatro números quânticos 1) Número quântico principal (n): representa o nível principal (camada) de energia do elétron e pode apresentar valores inteiros positivos a partir do 1. 2) Número quântico azimutal (l): representa o subnível (subcamada), ou melhor, a forma do orbital. Seu valor depende do valor de n e pode apresentar valores inteiros de zero até n-1. n = 1 => l = 0 n = 2 => l = 0, 1 n = 3 => l = 0, 1, 2 n = 4 => l = 0, 1, 2, 3 e assim por diante l = 0 subnível s l = 1 subnível p l = 2 subnível d l = 3 subnível f Os próximos seguem a ordem alfabética

28 Os quatro números quânticos 3) Número quântico magnético (m l ): fornece a informação a respeito da orientação de um orbital no espaço, podendo assumir valores inteiros em um intervalo de l a l (zero inclusive). l = 0 => m l = 0 l = 1 => m l = -1, 0, 1 l = 2 => m l = -2, -1, 0, 1, 2 l = 3 => m l = -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3 2) Número quântico de spin (m s ): diz respeito a seu movimento rotacional (horário ou anti-horário). Pode-se utilizar setas para representá-lo ( ou ).

29 Níveis e subníveis de energia O formalismo apresentado anteriormente pode ser resumido em um diagrama de energia: 1ª camada (K) 1s 2ª camada (L) 2s 2p 3ª camada (M) 3s 3p 3d 4ª camada (N) 4s 4p 4d 4f 5ª camada (O) 5s 5p 5d 5f 6ª camada (P) 6s 6p 6d 7ª camada (Q) 7s 7p

30 Diagrama de Linus Pauling (K) 1s (L) 2s 2p (M) 3s 3p 3d (N) 4s 4p 4d 4f (O) 5s 5p 5d 5f (P) 6s 6p 6d (Q) 7s 7p

31 A distribuição para os 10 primeiros elementos na tabela periódica ficaria H (Z=1): 1s 1 He (Z=2): 1s 2 Li (Z=3): 1s 2, 2s 1 Be (Z=4): 1s 2, 2s 2 B (Z=5): 1s 2, 2s 2, 2p 1 C (Z=6): 1s 2, 2s 2, 2p 2 N (Z=7): 1s 2, 2s 2, 2p 3 O (Z=8): 1s 2, 2s 2, 2p 4 F (Z=9): 1s 2, 2s 2, 2p 5 Ne (Z=10): 1s 2, 2s 2, 2p 6

32 Observação: O diagrama de Linus Pauling permite prever a configuração para a maioria dos elementos; no entanto, em vários casos, a configuração prevista não coincide exatamente com o determinado experimentalmente. Camada de valência: é a última camada que acomoda elétrons. Ela é importante no estudo das ligações, pois é a parte que interage com outros átomos para formar as substâncias. S (Z=16): 1s 2, 2s 2, 2p 6, 3s 2, 3p 4 (6 e - na CV) La (Z=57): 1s 2, 2s 2, 2p 6, 3s 2, 3p 6, 4s 2, 3d 10, 4p 6, 5s 2, 4d 10, 5p 6, 6s 2, 4f 1 (2 e - na CV)

33 Número atômico e número de massa: Podemos identificar um átomo por: Número atômico (Z): número de prótons contido no núcleo; Número de massa (A): é o número de partículas existentes no núcleo (prótons + nêutrons) Exemplo: Na Essa representação indica que o átomo de sódio tem número atômico 11 (11 prótons) e número de massa 23. Podemos determinar a quantidade de elétrons (11) e a quantidade de nêutrons (23-11=12).

34 Massa do elétron = 9,10939 x kg Carga do elétron = 1, x C

35 Isótopos Na natureza, existem átomos que possuem a mesma quantidade de prótons, mas apresentam diferentes quantidades de nêutrons (diferentes números de massa). Esses átomos pertencem ao mesmo elemento químico e são considerados isótopos. Em geral, existe na natureza a predominância de um dos isótopos, enquanto outros aparecem em porcentagens pequenas. A massa atômica está relacionada à abundância relativa dos diferentes tipos de átomos (de um dado elemento) na natureza.

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37 FIM