Terceira aula de química

Transcrição

1 Terceira aula de química Nome: Laísa 24/04/2017

2 O modelo atômico de Thomson Foi proposta em 1898 pelo físico inglês Joseph John Thomson. Ele derrubou a teoria da indivisibilidade do átomo proposta por John Dalton. Confirmou e provou a existência de elétrons (partículas com carga elétrica negativa) no átomo. Teve como base o tubo de Crookes, criado pelo físico e químico inglês Sir William Crooks.

3 Apresenta dois eletrodos (polo) de metais, nas extremidades. Quando um gás rarefeito (pouco denso), em baixa pressão, é submetido a uma alta tensão elétrica, produz um feixe de luz (composto por cargas elétricas) que parte do polo negativo (cátodo) em direção ao polo positivo (ânodo). Essas partículas negativas foram denominadas de elétrons.

4 Considerações propostas pelo modelo atômico de Thomson: o O átomo é uma esfera, mas não maciça; o Como o átomo apresenta elétrons, que possuem cargas negativas, logo, deve apresentar partículas positivas para que a carga final seja nula; o Os elétrons não estão fixos ou presos no átomo, podendo ser transferidos para outro átomo em determinadas condições; o Associou o seu modelo a um pudim de passas.

5 O modelo atômico de Rutherford Em 1911, o cientista Ernest Rutherford apresentou à comunidade científica o seu modelo atômico. Foi o terceiro na história da Atomística. Foi considerado o modelo que estimulou toda a evolução do conhecimento sobre o átomo. O seu modelo iniciou-se a partir do estudo das propriedades dos raios X e das emissões radioativas.

6 Experimento realizado por Rutherford

7 Características do modelo atômico de Rutherford Também é chamado de modelo do sistema solar.

8 Átomo de Hidrogênio por Niels Bohr Complementou o modelo de Rutherford. O hidrogênio é o átomo mais simples que existe: seu núcleo tem apenas um próton e só há um elétron orbitando em torno desse núcleo. Bohr propôs alguns postulados : o O elétron gira em torno do núcleo em uma órbita circular, como um satélite em torno de um planeta. o Enquanto estiver em uma de suas órbitas permitidas, o elétron não emite nem recebe nenhuma energia (órbitas estacionárias). o Quando um elétron muda de órbita o átomo emite ou absorve um "quantum" de energia luminosa.

9 Números químicos Número atômico (Z): é o número de unidades de carga positiva (prótons) do núcleo do átomo. Elemento químico é um conjunto de átomos de mesmo número atômico. Número atômico (Z) Elemento químico Número de massa (A): número de prótons somado ao número de nêutrons de um átomo. A = Z + N Isótopos: átomos que apresentam o mesmo número atômico (Z) e diferentes números de massa (A) são isótopos de um mesmo elemento químico.

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11 Distribuição eletrônica A eletrosfera, onde se localiza os elétrons, pode ser divida em 7 camadas eletrônicas que são representadas, na devida ordem (de dentro para fora), pelas letras maiúsculas K, L, M, N, O, P e Q. O que é camada de valência? Nível de energia Camada Número máximo de elétrons 1º K 2 2º L 8 3º M 18 4º N 32 5º O 32 6º P 18 7º Q 8

12 Diagrama de Pauling

13 Diagrama de Pauling

14 Exemplos:

15 Tabela periódica Relação completa de todos os elementos químicos conhecidos. São organizados em ordem crescente de seus números atômicos (Z). 7 linhas, chamadas de períodos. 18 colunas, chamadas de grupos ou famílias. Os elementos de um mesmo período têm como característica possuir o mesmo número de níveis eletrônicos. Os elementos de uma mesma família têm como características apresentar o mesmo número de elétrons na camada de valência e exibir propriedades químicas e físicas semelhantes.

16 Tabela periódica moderna

17 A tabela pode ser dividida em dois grandes grupos de elementos: os representativos e os de transição. o Elementos representativos: ocupam as colunas 1, 2, 13, 14, 15, 16, 17 e 18. A camada de valência desses elementos apresenta o subnível s ou p. o Elementos de transição Externa Interna o Elementos de transição externa: estão situados nas colunas de 3 a 12 e têm o subnível d como o mais energético. o Elementos de transição interna: são representados em linhas separadas na Tabela Periódica. Esses elementos deveriam ocupar conjuntamente o 6º e o 7º períodos da coluna 3. Apresentam o subnível f como o mais energético.

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19 Estado Físico dos elementos

20 Metais apresentam brilho característico, são bons condutores térmicos e elétricos. Ametais possuem propriedades opostas às dos metais. Gases nobres apresentam baixíssima reatividade química e é quase rara a ligação desses elementos com outros. Em temperatura ambiente são gasosos.

21 Algumas famílias importantes:

22 Propriedades periódicas Raio atômico: é a distância entre o centro do núcleo de um átomo e a camada mais externa da eletrosfera (camada de valência).

23 Potencial de ionização ou energia de ionização: é a energia necessária para retirar um ou mais elétrons do nível mais externo de um átomo.

24 Eletronegatividade: é a representação da tendência de um átomo atrair elétrons em uma ligação química. Obs: não se define eletronegatividade para os gases nobres, pois os mesmos não precisam receber elétrons, pois possuem a camada de valência completa.

25 Questão 1: (PUC Minas) Considere os elementos: B, Al, C, Si. Sobre ele é CORRETO afirmar: a) O Al possui o maior caráter metálico b) O B apresenta o maior raio atômico. c) O C é o átomo menos eletronegativo. d) O Si apresenta a maior energia de ionização.

26 Referências Apostila Bernoulli. Editora Bernoulli, DIAS, Diogo Lopes. "Modelo atômico de Thomson"; Brasil Escola. Disponível em < Acesso em 21 de abril de DIAS, Diogo Lopes. "Modelo atômico de Rutherford"; Brasil Escola. Disponível em < Acesso em 21 de abril de Ciências da natureza: química / Amadeu Moura Bego, organizador. [2. ed.] São Paulo: Cultura Acadêmica, (Cadernos dos cursinhos préuniversitários da Unesp; 5)