“NA MARCA DA QUALIDADE”

1. 4 2 5 3 “NA MARCA DA QUALIDADE” 1

2. QUÍMICA Prof.MHsp2... Estrutura Atômica

3. ÁTOMO: o desenvolvimento de uma idéia. O átomo é a partícula que representa um determinado elemento químico. O desenvolvimento da Química como ciência deu-se ao acatar e desenvolver esse conceito e no trabalho de definir as propriedades físicas e químicas dos mesmos. Nas culturas grega e hindu (há mais de 2500 anos) pregava-se que o universos era formado de quatro elementos fundamentais: Fogo, ar, terra e água. A=não TOMO=divisão

4. ÁTOMO: cultura grega. 450 a.C. – Leucipo de Mileto: A matéria pode se dividir em partículas cada vez menores até atingir uma partícula fundamental, minúscula e indivisível. 400 a.C. – Demócrito de Abdera: Denominação átomo para a menor partícula de matéria. Considerado o pai do atomismo grego.

5. EVOLUÇÃO DOS MODELOS 350 a.C. – Aristóteles: A descontinuidade da matéria: os quatro elementos fundamentais (a água, o fogo, o ar e a terra). Apesar de errado, o conceito aristotélico de matéria, juntamente com toda a sua filosofia, foi aceito oficialmente durante mais de 2000 anos. Nesse período, apenas ao alquimistas aceitavam a existência de elementos básicos.

6. DALTON 1803: modelo da bola de bilhar Primeiro modelo atômico com base experimental. O átomo é uma partícula neutra maciça e indivisível. O modelo vingou até 1897.

7. DALTON 1803: modelo da bola de bilhar

8. A ampola de Crookes Na metade do século XIX, Sir William Crookes desenvolveu um dispositivo para estudar descargas elétricas em gases a baixa pressão (Tubo de Crookes). Este dispositivo era constituído de um tubo com uma saída ligada a um sistema de vácuo e dois eletrodos, sendo um negativo (cátodo) e outro positivo (ânodo), ligados a uma fonte de alta tensão acima de 20.000 V. Tubo A: vácuo mediano com certa incandescência no interior do tubo. Tubos B e C: Quanto menor a pressão interna mais a incandescência aparece em torno do ânodo. Tubo D: a introdução de um pedaço de ZnS possibilita a projeção de uma sombra na parede do ânodo.

9. THOMPSON 1897: pudim de passas Descargas elétricas em alto vácuo (tubos de Crookes) levaram à descoberta do elétron (raios catódicos). O átomo seria uma partícula maciça, mas não indivisível. Seria formado por uma geléia com carga positiva, na qual estariam incrustados os elétrons (modelo do pudim de passas). O número de elétrons seria tal que a carga total do átomo seria zero.

10. THOMPSON 1897: pudim de passas Determinação da relação carga/massa do elétron. Thompson verificou que os raios catódicos sofriam desvio em sua trajetória, caracterizando assim sua natureza negativa. Aplicando os campos elétrico e magnético simultaneamente, Thompson pôde determinar a relação q/m do recém descoberto elétron. Na época: -1,8x1011C/kg Hoje corrigida: -1,76x108C/g

11. PHILIP LENARD 1903 Philip Lenard aperfeiçoou o modelo que descrevia a estrutura dos átomos. Como a matéria é ordinariamente eletricamente neutra (ninguém leva um choque elétrico ao segurar um objeto), Lenard ponderou que as cargas negativas e positivas que compõem os átomos devem anular-se mutuamente. Desta forma, propõe que o átomo seja formado por pares de cargas negativas e positivas distribuídos pelo seu interior.

12. HANTARO NAGAOKA 1904 Foi um grande físico. Nasceu no ano de 1865 no Japão. Nagaoka criou o Modelo Atômico Saturniano, em 1904. O modelo estabelecia que o átomo era formado de um caroço central carregado positivamente e, portanto, rodeado de anéis de elétrons, girando semelhante ao planeta Saturno, por isso, o nome do modelo. HantaroNagaoka faleceu no ano de 1950.

13. EINSTEIN 1905 Teoria da relatividade. Relação entre massa e energia (E = mc2). Esclarecimento do efeito fotoelétrico. Denominação fóton para o quantum de energia radiante.

14. A experiência de Millikan 1908 Robert Millikan realizou um experimento pulverizando gotas de óleo entre duas placas metálicas paralelas. Após a irradiação com raios-X, as gotas de óleo receberam elétrons do ar. Millikan impediu que as gotas caíssem com uma variação no campo elétrico entre as placas. Conhecendo a massa da gota de óleo e carga necessária para que esta permanecesse suspensa, Millikan determinou a carga de elétron (-1,602x10-19C). Utilizando a relação c/m do elétron determinada por Thompson, Millikan calculou a massa do elétron (9,1x10-28g).

15. RUTHERFORD 1911 O átomo seria formado por um núcleo muito pequeno, com carga positiva, onde estaria concentrada praticamente toda a sua massa. Ao redor do núcleo ficariam os elétrons, neutralizando sua carga. Este é o modelo do átomo nucleado, um modelo que foi comparado ao sistema planetário, onde o sol seria o núcleo e os planetas seriam os elétrons. Nesta perspectiva, a eletrosfera teria um raio de 104 a 105 vezes maior que o núcleo.

16. RUTHERFORD 1911

18. CRONOLOGIA DOS MODELOS ATÔMICOS

19. LUZ É uma onda eletromagnética que se propaga no vácuo e possui é um perturbações oscilantes dentro do campo visível do olho humano. • c = . c: velocidade da luz = 2,9979246x108m/s : comprimento de onda : freqüência

21. A amplitude esta relacionada com a intensidade do brilho (energia por unidade de volume) da onda. A intensidade é proporcional ao quadrado da amplitude (A2).

24. TESTE DE CHAMA Todo composto químico, quando levado à chama ou exposto a raios catódicos (no caso de gases), emite luz com cor característica. Por exemplo, na figura abaixo podem ser vistas as cores para diversos compostos metálicos quando levados à chama.

25. LINHAS ESPECTRAIS

26. SÉRIES ESPECTRAIS Série de Balmer (luz visível) Série de Lyman (ultravioleta) Série de Brecktt (ultravioleta) Série de Paschen (Infravermelho) R = 3,29 x 1015 Hz (constante de Rydberg)

27. SÉRIES ESPECTRAIS

28. SÉRIES ESPECTRAIS

29. BOHR - 1913 Niels Bohr (1885-1962), físico dinamarquês, resgatou a teoria de Rutherford e sugeriu que as leis que davam conta do movimento dos grandes corpos não eram adequadas para explicar o comportamento do mundo atômico. Assim, utilizando a teoria do alemão Max Planck (pai da Física Quântica), Bohr concebeu a idéia de que um elétron poderia ocupar certas órbitas, ou níveis de energia. Suas previsões foram mais tarde confirmadas experimentalmente por outros cientistas, embora ninguém imaginasse como funcionavam.

30. BOHR - 1913 • Postulados: • Os elétrons movem-se ao redor do núcleo em órbitas bem definidas (orbitas estacionárias); • Movendo-se em uma órbita estacionária, o elétron não emite nem absorve energia; • Ao saltar de uma camada para outra, o elétron emite ou absorve uma quantidade definida de energia (quantum) • Niels Bohr mostrou que a energia do elétron na n-ésima órbita do átomo de hidrogênio é dada pela equação: • En = – R.h.c/n2, onde R é a constante de Rydberg, h é a constante de Planck e c é a velocidade da luz. Condição de frequência de Bohr

31. BOHR - 1913 Limitações do modelo de Bohr •Pode explicar adequadamente apenas o espectro de linhas do átomo de hidrogênio. •Os elétrons não são completamente descritos como partículas pequenas.

32. A contribuição de Sommerfeld 1916 – Arnold Sommerfeld. Modelo das órbitas elípticas para o elétron - introdução dos subníveis de energia. Para cada camada eletrônica (n), há uma órbita circular e (n-1) orbitas elípticas.

33. Princípio de Dualidade (Louis De Broglie) A todo elétron em movimento está associada uma onda característica, ou seja, ora o elétron se comporta como uma partícula material e ora como uma onda eletromagnética. As sementes para um novo modelo viriam do conceito de que todas as formas de irradiação eletromagnéticas apresentam as propriedades das ondas e das partículas. Esse conceito levou o oficial da marinha Louis de Broglie (1892-1987) a pensar que as partículas da matéria poderiam apresentar características ondulatórias. Utilizando as equações de Einstein e de Planck, De Broglie mostrou: O momento linear (p), mv, é uma propriedade de partícula, enquanto  é uma propriedade ondulatória.

34. Princípio da Incerteza (Werner Heisenberg) Não é possível determinar com precisão a posição e a velocidade de um elétron num mesmo instante, pois os próprios instrumentos de medição interferem na trajetória do elétron. x  incerteza na localização p  incerteza no momento linear ħ h/2 = 1,054x10-34 J.s

35. A mecânica quântica Resultados experimentais com partículas podem ser explicados por padrões como as ondas. Assim, o conceito mecânico ondulatório de Erwin Schöedinger (1887-1961) produziu outra visão do átomo, que substituiu o modelo de Bohr. Quase simultaneamente, A. Rosemberg chegou à mesma conclusão, apesar de ter trilhado caminhos diferentes. Densidade de probabilidade de encontrar o elétron em torno do núcleo. Onde é mais denso, a probabilidade é maior. Sua posição só pode ser estabelecida no momento do experimento.

36. O ÁTOMO

37. O ÁTOMO

38. PARTÍCULAS SUBATÔMICAS

39. Quark Murray Gell-Manm e George Zweig propuseram uma substrutura mais elementar das partículas – o Quark Podemos identificar principalmente duas variedades (sabores) de Quarks: up e down.

40. Quark:

41. NÚMERO ATÔMICO É a identificação de um átomo. Corresponde ao número de prótons presentes no núcleo. Z=P OBS.: em um átomo (neutro) o n.º de prótons é igual ao n.º de elétrons.

42. NÚMERO DE MASSA É a somatória de prótons e nêutrons. A=P+N Ex: P=13 Alumínio (Al) N=14 Z= A= e-=13 27 13 P=11 Sódio (Na) N=12 Z= A= e-=11 11 23

43. MASSA ATÔMICA É a média ponderada das massas atômicas dos átomos isótopos mais abundantes na natureza. Em termos práticos, “é o mesmo” que número de massa (correspondente a massa de carbono12, a ser estudado oportunamente), porém medido em UNIDADES DE MASSA ATÔMICA (u). H = 1 u C = 12 u N = 14 u O = 16 u

44. MASSA ATÔMICA

45. MASSA MOLECULAR É a massa total de uma molécula (u), obtida pela somatória da massa dos átomos constituintes. Ex: H2O= H2SO4= 18 u 98 u

46. ELEMENTO QUÍMICO É o conjunto de átomos de mesmo número atômico (Z). H2O  3 átomos e 2 elementos CaCO35 átomos e 3 elementos

47. ÍONS São átomos ou grupo de átomos com excesso de carga. P ≠ e- CÁTIONS (+): perdem elétrons P > e- ÂNIONS (-): ganham elétrons P < e-

48. ÍONS

49. ÍONS

50. ÁTOMOS ISÓTOPOS São átomos de um mesmo elemento químico que apresentam o mesmo número de prótons e semelhantes propriedades químicas. ISO = mesmo TOPOS = lugar