Evolução dos Modelos Atômicos          Marilena Meira
Modelo grego• Demócrito (460 a 370 a.C): “A matéria deve serformada por partículas indivisíveis, os átomos”.(A = não ; tom...
Tales de Mileto• O filósofo Tales de Mileto(640-546 a.C) fez algumas  experiências com âmbar e descobriu que este material...
Benjamin FranklinBenjamin Franklin em1852 observou queexistem duas espéciesde cargaselétricas, chamadaspor ele de cargapos...
Modelo atômico de DaltonJohn Dalton (químico inglês) propôso     primeiro    modelo    atômicocientífico, em 1807.Propôs q...
As bases para o modelo de Dalton• Por volta de 1785, Antoine Laurent de  Lavoisier demonstrou que não há variação da massa...
Teoria de Dalton• Qualquer espécie de matéria é formada por átomos. Os átomos são  minúsculas partículas, que não podem se...
A descoberta do elétronO Experimento de Thomson: Em 1879, J. J. Thomson,verificou a existência dos elétrons através dos ra...
Descoberta do próton          • Em 1886, o físico alemão            Eugen Goldstein, observou            feixe luminoso no...
Modelo atômico de ThomsonEm 1904, Thomson, propôs umnovo modelo.Admitiu que o átomo era umaesfera    maciça   de    carga ...
Modelo atômico de RutherfordObtenção de partículas alfa
Modelo atômico de Rutherford                                                           Rutherford                         ...
Modelo atômico de RutherfordA maior parte do espaço do átomo é espaçovazio.No seu interior, existe uma pequena regiãocentr...
Descoberta do Nêutron • James Chadwick (1932)http://www.algosobre.com.br/quimica/descoberta-das-particulas-subatomicas.html
Propriedades das partículas sub-                atômicasPartícula Massa (g)         Carga    Coulomb (C)Elétron   9,109383...
Falha do modelo de Rutherford• Bohr questionou o modelo de Rutherford: de acordo  com a Física Clássica uma partícula nega...
Espectro descontínuo dos elementos químicos*Explicação do átomobaseado na luz emitidapor alguns elementosquando aquecidos.
Postulados de Bohr• Em um átomo são permitidas ao elétron somente  algumas órbitas circulares, sendo que em cada uma ele  ...
Postulados de Bohr• Um elétron pode receber energia de uma fonte externa  somente em unidades discretas denominadas fótons...
* O átomo é formado por um núcleoe níveis de energia quantizada ( ondeestão os elétrons ), num total desete.
Modelo atômico de BohrConcebido, em 1913, por Bohr.(físico dinamarquês)O átomo possuí um núcleo central.                  ...
Modelo atômico de Sommerfeld• Sommerfeld verificou que as raias estudadas por Bohr  eram na verdade um conjunto de raias f...
Evolução do modelo atômicoLOUIS DE BROGLIE: demonstrou matematicamente ocomportamento dualísta do elétron (partícula e ond...
Evolução do modelo atômicoHEISEMBERG: demonstrou que é impossível determinar aomesmo tempo a posição e a velocidade do elé...
Modelo atômico atualO átomo possui um núcleo central de reduzidas dimensões euma nuvem eletrônica.No núcleo encontram-se o...
Conceitos fundamentais• Núcleo muito pequeno, contendo prótons e nêutrons;• Elétrons em torno do núcleo em orbitais.• Elét...
CONCEITOS SOBRE O ÁTOMONúmero Atômico (Z): quantidades de prótons.                   Z=p=eNúmero de Massa (A): a soma das ...
DISTRIBUIÇÃO ELETRONICA EM ORBITAIS:PRINCIPIO DA EXCLUSÃO DE PAULI: um orbital comporta nomáximo dois elétrons com spins c...
DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA
d
Formas dos orbitais s e p
Formas dos orbitais d
Formas dos orbitais f
SEMELHANÇA ATÔMICAISÓTOPOS: mesmo número de prótons.ISÓBAROS: mesmo número de massa.ISÓTONOS: mesmo número de nêutrons.
ISOELETRONICOS: mesmo número de elétrons.ÍONS: são átomos que ganharam ou perderamelétrons
As partículas fundamentais do            átomo
As partículas fundamentais                             Temos então um                             total de 12             ...
Prótons e nêutrons são formados           de quarks
Antimatéria não é ficção• Cada partícula tem outra  equivalente com massa igual e  carga contrária.• Elétron de carga nega...
Matéria e antimatéria não              coexistem.• Quando se encontram,  geram uma explosão que  transforma massa em  ener...
Opostos se destroem• A explosão causada pelo  encontro da matéria e da  antimatéria gera raio gama -  que possui 10 mil ve...
Pósitron para detectar tumores• A antimatéria já é utilizada em  exames médicos. Um exemplo  é o PET Scan - Pósitron  Emis...
Grandezas químicas: Massaatômica, massa molecular e mol
Unidade de Massa Atômica            (u ou u.m.a.)• Para medir as massas dos átomos, os químicos  escolheram como padrão a ...
Unidade de Massa Atômica            (u ou u.m.a.)• O carbono 12 (6C12) apresenta 6 prótons e 6 nêutrons.•    Como a massa ...
Massa atômica• Massa atômica é a massa de um átomo expressa em  u ou u.m.a. Ela indica quantas vezes a massa do  átomo é m...
Massa atômica de um elemento• Massa atômica de um elemento é a média  ponderada das massas atômicas de seus  isótopos cons...
Em grandezas sub-microscópicas• Observe a massa atômica dos seguintes  elementos químicos:    He = 4u → massa de 1 átomo d...
Em grandezas macroscópicas• Consideremos os mesmos números, mas em uma  grandeza macroscópica. Experimentalmente os  quími...
Conceito de mol de número de                 AvogadroTanto em laboratório como, principalmente, em escala industrial, as r...
Número de Avogadro• Um mol de qualquer espécie química = 6,02 x 1023  entidades elementares da referida espécie química.  ...
Massa molecular• Massa molecular de uma substância é a massa da  molécula expressa em unidade de massa atômica (u).• Numer...
Exemplo• Exemplo: Calcular a massa molecular da água (H2O):   2H = 2 x 1 = 2u   1O = 1 x 16 = 16u   Somando as massas: 2u ...
Massa molarMassa molar é a massa contida em 1 mol (que contém6,02 x 1023 unidades) de qualquer espécie química. Aunidade m...
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  1. 1. Evolução dos Modelos Atômicos Marilena Meira
  2. 2. Modelo grego• Demócrito (460 a 370 a.C): “A matéria deve serformada por partículas indivisíveis, os átomos”.(A = não ; tomo = parte).ÁTOMO = não + divisível
  3. 3. Tales de Mileto• O filósofo Tales de Mileto(640-546 a.C) fez algumas experiências com âmbar e descobriu que este material adquiri carga elétrica, quando é atritado com tecidos, como seda e lã. A palavra eletricidade é de origem grega, elektron, que significa âmbar(resina vegetal).
  4. 4. Benjamin FranklinBenjamin Franklin em1852 observou queexistem duas espéciesde cargaselétricas, chamadaspor ele de cargapositiva e negativa.•Cargas de sinais opostosse atraem;•Cargas de mesmo sinal serepelem.
  5. 5. Modelo atômico de DaltonJohn Dalton (químico inglês) propôso primeiro modelo atômicocientífico, em 1807.Propôs que qualquer espécie de John Daltonmatéria é formada de átomos. (1766-1844) Para Dalton o átomo erarígido, indivisível, indestrutível e tinhauma forma esférica, semelhante auma bola de bilhar.
  6. 6. As bases para o modelo de Dalton• Por volta de 1785, Antoine Laurent de Lavoisier demonstrou que não há variação da massa numa reação química: A massa dos produtos é igual à soma das massas das substâncias reagentes.• Em 1799, Joseph Louis Proust descobre a lei das proporções definidas, a qual afirma que:• Uma dada substância contém seus elementos constituintes na mesma proporção.
  7. 7. Teoria de Dalton• Qualquer espécie de matéria é formada por átomos. Os átomos são minúsculas partículas, que não podem ser subdivididas nem transformadas em outros átomos.• Todos os átomos de um mesmo elemento são iguais em massa, tamanho e em todas as suas propriedades, ou seja, possuem a mesma identidade química.• Átomos de elementos diferentes possuem propriedades químicas e físicas diferentes.• Um composto é constituído pela combinação de átomos de dois ou mais elementos que se unem entre si em várias proporções simples. Nessas combinações cada átomo guarda sua identidade química.
  8. 8. A descoberta do elétronO Experimento de Thomson: Em 1879, J. J. Thomson,verificou a existência dos elétrons através dos raioscatódicos que são um feixe de partículas carregadasnegativamente que sofriam atração do pólo positivo deum campo elétrico externo.
  9. 9. Descoberta do próton • Em 1886, o físico alemão Eugen Goldstein, observou feixe luminoso no sentido oposto aos dos elétrons, portanto, esses feixes deveriam ser carga elétrica positiva.
  10. 10. Modelo atômico de ThomsonEm 1904, Thomson, propôs umnovo modelo.Admitiu que o átomo era umaesfera maciça de carga Joseph Thomsonpositiva, estando os eletrons (1856-1940)dispersos no seu interior. (talcomo as passas num pudim).Modelo do “ Pudim de passas”.
  11. 11. Modelo atômico de RutherfordObtenção de partículas alfa
  12. 12. Modelo atômico de Rutherford Rutherford (1871-1937)1.A grande maioria dos raios α passou pela lâmina.2. Foram poucos os raios α refletidos pela lâmina.3. Pouquíssimos raios α passaram pela lâmina sofrendo desvio.
  13. 13. Modelo atômico de RutherfordA maior parte do espaço do átomo é espaçovazio.No seu interior, existe uma pequena regiãocentral positiva (núcleo).No núcleo encontra-se a maior parte da massado átomo.Os elétrons giram à volta do núcleo em órbitascirculares.Também conhecido como o modelo Planetário.
  14. 14. Descoberta do Nêutron • James Chadwick (1932)http://www.algosobre.com.br/quimica/descoberta-das-particulas-subatomicas.html
  15. 15. Propriedades das partículas sub- atômicasPartícula Massa (g) Carga Coulomb (C)Elétron 9,109383. 10-28 -1 -1,602176.10-19Próton 1,672622. 10-24 +1 +1,602176.10-19Nêutron 1,674927. 10-24 0 0
  16. 16. Falha do modelo de Rutherford• Bohr questionou o modelo de Rutherford: de acordo com a Física Clássica uma partícula negativa ao redor de outra positiva sofreria aceleração e perderia energia.• No caso do átomo o elétron adquiriria um movimento espiralado e acabaria por se chocar com o núcleo.• Mas, como não é o que acontece, Bohr estabeleceu seus postulados para explicar que o elétron no átomo pode possuir apenas certas quantidades restritas de energia.
  17. 17. Espectro descontínuo dos elementos químicos*Explicação do átomobaseado na luz emitidapor alguns elementosquando aquecidos.
  18. 18. Postulados de Bohr• Em um átomo são permitidas ao elétron somente algumas órbitas circulares, sendo que em cada uma ele tem energia constante.• A energia do elétron é quantizada ou seja, um elétron não pode assumir qualquer valor de energia, mas somente determinados valores (órbitas permitidas), tendo assim determinados níveis de energia ou camadas energéticas.• Um elétron localizado numa dessas órbitas não perde nem ganha energia espontaneamente.
  19. 19. Postulados de Bohr• Um elétron pode receber energia de uma fonte externa somente em unidades discretas denominadas fótons.• Quando um elétron recebe um fóton de energia ele salta para uma órbita mais energética realizando um salto quântico e atingindo um estado excitado.• Quando o elétron retorna a sua órbita ele perde energia na forma de onda eletromagnética que corresponde à diferença de energia existente entre as órbitas envolvidas.
  20. 20. * O átomo é formado por um núcleoe níveis de energia quantizada ( ondeestão os elétrons ), num total desete.
  21. 21. Modelo atômico de BohrConcebido, em 1913, por Bohr.(físico dinamarquês)O átomo possuí um núcleo central. Niels BohrOs elétrons descrevem órbitas circulares em torno (1885-1962)do núcleo.Os elétrons só podem ocupar determinados níveisde energia.A cada órbita corresponde um valor de energia.
  22. 22. Modelo atômico de Sommerfeld• Sommerfeld verificou que as raias estudadas por Bohr eram na verdade um conjunto de raias finas.• Sommerfeld concluiu então que um dado nível de energia era constituído por subníveis de energia.
  23. 23. Evolução do modelo atômicoLOUIS DE BROGLIE: demonstrou matematicamente ocomportamento dualísta do elétron (partícula e onda).Equação de De Broglie: λ = h m.vh = 6,626. 10-34 J.s
  24. 24. Evolução do modelo atômicoHEISEMBERG: demonstrou que é impossível determinar aomesmo tempo a posição e a velocidade do elétron (PRINCÍPIODA INCERTEZA). OBS: desta forma os elétrons passam a ocupar regiões, onde é máxima a probabilidade de estarem (ORBITAIS) Representação simbólica da nuvem eletrônica
  25. 25. Modelo atômico atualO átomo possui um núcleo central de reduzidas dimensões euma nuvem eletrônica.No núcleo encontram-se os prótons e os nêutrons.Os elétrons encontram-se à volta do núcleo, na nuvemeletrônica.Regiões de máxima probabilidade de encontrar um elétronsão denominadas de orbitais.
  26. 26. Conceitos fundamentais• Núcleo muito pequeno, contendo prótons e nêutrons;• Elétrons em torno do núcleo em orbitais.• Elétrons carregados negativamente;• Prótons carregados positivamente;• Nêutrons são neutros:• Prótons e nêutrons possuem aproximadamente a mesma massa: 1,67 X 10-27 kg• Elétrons possuem massa muito menor: 9,11 X 10-31 kg
  27. 27. CONCEITOS SOBRE O ÁTOMONúmero Atômico (Z): quantidades de prótons. Z=p=eNúmero de Massa (A): a soma das partículas que constituio átomo. A=Z+n+e A=Z+nREPRESENTAÇÃO DE UM ÁTOMO
  28. 28. DISTRIBUIÇÃO ELETRONICA EM ORBITAIS:PRINCIPIO DA EXCLUSÃO DE PAULI: um orbital comporta nomáximo dois elétrons com spins contrários.REGRA DE HUND: em um mesmo subnível os orbitaissão preenchidos de forma a obter o maior númerode elétrons desemparelhados.
  29. 29. DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA
  30. 30. d
  31. 31. Formas dos orbitais s e p
  32. 32. Formas dos orbitais d
  33. 33. Formas dos orbitais f
  34. 34. SEMELHANÇA ATÔMICAISÓTOPOS: mesmo número de prótons.ISÓBAROS: mesmo número de massa.ISÓTONOS: mesmo número de nêutrons.
  35. 35. ISOELETRONICOS: mesmo número de elétrons.ÍONS: são átomos que ganharam ou perderamelétrons
  36. 36. As partículas fundamentais do átomo
  37. 37. As partículas fundamentais Temos então um total de 12 leptons, 36 quarks, 12 mediadores e uma partícula de Higgs, fazendo um total de 61 partículas elementares fundamentais.
  38. 38. Prótons e nêutrons são formados de quarks
  39. 39. Antimatéria não é ficção• Cada partícula tem outra equivalente com massa igual e carga contrária.• Elétron de carga negativa Pósitron com carga positiva.• Próton de carga positiva Antipróton.• Os cientista já conseguiram aprisionar a antimatéria do átomo de hidrogênio por 16 minutos
  40. 40. Matéria e antimatéria não coexistem.• Quando se encontram, geram uma explosão que transforma massa em energia.• A ciência acredita que ambas existiam em quantidades iguais quando ocorreu o Big Bang, mas se destruíram.• Por alguma razão, sobrou mais matéria - que se moldou e formou planetas, galáxias e estrelas
  41. 41. Opostos se destroem• A explosão causada pelo encontro da matéria e da antimatéria gera raio gama - que possui 10 mil vezes mais energia que o raio solar e o raio X.• Só para ter uma ideia, 1 g de antimatéria seria capaz de abastecer a cidade de São Paulo durante 24 horas ou mover um carro por 10 mil Km.
  42. 42. Pósitron para detectar tumores• A antimatéria já é utilizada em exames médicos. Um exemplo é o PET Scan - Pósitron Emission Tomography -, que utiliza antielétrons (pósitrons) para detectar tumores cancerígenos.
  43. 43. Grandezas químicas: Massaatômica, massa molecular e mol
  44. 44. Unidade de Massa Atômica (u ou u.m.a.)• Para medir as massas dos átomos, os químicos escolheram como padrão a massa de um átomo.• Em 1962, durante o Congresso Internacional de Química, foi escolhido o átomo de carbono 12 (12C), e a unidade usada na medida das massas atômicas passou a ser massa de 1/12 do átomo de carbono 12.• Este padrão é chamado de unidade de massa atômica.
  45. 45. Unidade de Massa Atômica (u ou u.m.a.)• O carbono 12 (6C12) apresenta 6 prótons e 6 nêutrons.• Como a massa de um próton é praticamente igual a massa de um nêutron, esse carbono é constituído por 12 unidades, praticamente iguais em massa, que constituem sua massa total. Assim, a unidade de massa atômica (u ou u.m.a.) representa a massa de um próton ou de um nêutron: 1u ou 1u.m.a. = 1/12 do carbono 12
  46. 46. Massa atômica• Massa atômica é a massa de um átomo expressa em u ou u.m.a. Ela indica quantas vezes a massa do átomo é maior que 1/12 da massa do carbono 12. Assim, a massa atômica do carbono 12 é igual a 12u. Por exemplo, quando dizemos que a massa do átomo 24Mg é igual a 24u, concluímos que: Massa de um átomo de 24Mg = 24 x massa de 1/12 do átomo de 12C. Massa de um átomo de 24Mg = 2 x massa de um átomo de 12C.
  47. 47. Massa atômica de um elemento• Massa atômica de um elemento é a média ponderada das massas atômicas de seus isótopos constituintes. Exemplo: o elemento químico cloro é formado pelos isótopos: 17 Cl35 = 75% e 17 Cl37 = 25% Massa atômica do elemento cloro = [(35 x 75) + (37 x 25)] / 100 = 35,5u
  48. 48. Em grandezas sub-microscópicas• Observe a massa atômica dos seguintes elementos químicos: He = 4u → massa de 1 átomo de hélio• C = 12u → massa de 1 átomo de carbono Ca = 40u → massa de 1 átomo de cálcio
  49. 49. Em grandezas macroscópicas• Consideremos os mesmos números, mas em uma grandeza macroscópica. Experimentalmente os químicos determinaram que a quantidade de átomos presentes nos três casos é exatamente a mesma: 4g de He contém 6,02 x 1023 átomos de He 12g de C contém 6,02 x 1023 átomos de C 40g de Ca contém 6,02 x 1023 átomos de Ca Assim como 12 unidades é uma quantidade chamada 1 dúzia, a quantidade 6,02 x 1023 unidades foi chamada de 1 mol.
  50. 50. Conceito de mol de número de AvogadroTanto em laboratório como, principalmente, em escala industrial, as reações envolvem um grande número de moléculas. Um mol é a quantia de substância que possui um número de unidadesfundamentais (átomos, moléculas ou outras partículas) igual ao número de átomos presente em exatamente 12 g do isótopo de carbono 12. Número de Avogadro: 6,023x1023. No sistema SI, esta unidade é o gmol (mol) 1 mol = 6,023 x 1023 moléculas Massa molar é a massa em gramas de 1 mol de átomos
  51. 51. Número de Avogadro• Um mol de qualquer espécie química = 6,02 x 1023 entidades elementares da referida espécie química. Por exemplo: 1 mol de átomos = 6,02 x 1023 átomos 1 mol de moléculas = 6,02 x 1023 moléculas 1 mol de íons = 6,02 x 1023 íons O número 6,02 x 1023 é conhecido como constante de Avogadro.
  52. 52. Massa molecular• Massa molecular de uma substância é a massa da molécula expressa em unidade de massa atômica (u).• Numericamente, a massa molecular é igual a soma das massas atômicas (encontradas na Tabela Periódica) de todos os átomos constituintes da molécula.
  53. 53. Exemplo• Exemplo: Calcular a massa molecular da água (H2O): 2H = 2 x 1 = 2u 1O = 1 x 16 = 16u Somando as massas: 2u + 16u = 18u Assim, a molécula da água tem massa molecular igual a 18u. No caso de substâncias iônicas, o termo massa molecular deve ser substituído por fórmula-massa (ou massa- fórmula), pois não existe molécula de substância iônica.• Entretanto, na prática costuma-se usar a expressão massa molecular também nesses casos.
  54. 54. Massa molarMassa molar é a massa contida em 1 mol (que contém6,02 x 1023 unidades) de qualquer espécie química. Aunidade mais usada para a massa molar é g/mol ou g *mol – 1.

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