Química.

Apresentação em tema: "Química."— Transcrição da apresentação:

1 Química

2 Escola Estadual José Alves Quito
Professora: Maria Angela Aluno: Bruno da Silva Fernandes Disciplina: Quimica Corguinho – MS 2011

3 Lavoisier e Proust: leis que fundamentaram a química
As leis de Lavoisier e Proust consistem em medir a quantidade de uma substancia em laboratório e industria. a lei de Lavoisier é a garantia de que num processo químico não ocorre criação nem destruição de matéria, por isso é denominada lei da conservação da massa; a lei de Proust é a garantia da proporcionalidade entre as massa das substancias reagentes e dos produtos numa reação química; por isso, é denominada lei das Proporções Definidas. Essas leis, na industria e no laboratório, servem tanto para calcular a quantidade de reagentes no preparo de substancias como a quantidade de produtos que deverão ser obtidos.

4 Lei de Proust: A proporção, em massa, dos elementos que participam da composição de uma substância é sempre constante e independe do processo químico pelo qual a substância é obtida.

5 Lei de Lavoisier: Numa reação química a massa se conserva porque não ocorre criação nem destruição de átomos. Os átomos são conservados, eles apenas se rearranjam. Os agregados atômicos dos reagentes são desfeitos e novos agregados atômicos são formados.

6 Lavoisier

7 Proust

8 (métodos experimentais)
Dalton (1.808) (métodos experimentais) O químico inglês John Dalton, que viveu entre a 1.825, afirmava que o átomo era a partícula elementar, a menor partícula que constituía a matéria. Em 1.808, Dalton apresentou seu modelo atômico: o átomo como uma minúscula esfera maciça, indivisível, impenetrável e indestrutível. Para ele, todos os átomos de um mesmo elemento químico são iguais, até mesmo as suas massas. Hoje, nota-se um equívoco pelo fato da existência dos isótopos, os quais são átomos de um mesmo elemento químico que possuem entre si massas diferentes. Seu modelo atômico também é conhecido como "modelo da bola de bilhar".

9 Modelo Atômico de Dalton: "bola de bilhar"
Modelo Atômico de Dalton: "bola de bilhar". O átomo seria uma esfera (partícula) maciça e indivisível.

10 John Dalton

11 (métodos experimentais)
Thomson (1.897) (métodos experimentais) Pesquisando os raios catódicos, o físico inglês J. J. Thomson demonstrou que os mesmos podiam ser interpretados como sendo um feixe de partículas carregadas de energia elétrica negativa, as quais foram chamadas de elétrons. Utilizando campos magnéticos e elétricos, Thomson conseguiu determinar a relação entre a carga e a massa do elétron. Ele conclui que os elétrons (raios catódicos) deveriam ser constituintes de todo tipo de matéria pois observou que a relação carga/massa do elétron era a mesma para qualquer gás que fosse colocado na Ampola de Crookes (tubo de vidro rarefeito no qual se faz descargas elétricas em campos elétricos e magnéticos).

12 Com base em suas conclusões, Thomson colocou por terra o modelo do átomo indivisível e apresentou seu modelo, conhecido também como o "modelo de pudim com passas":

13 Modelo de Thomsom: "pudim com passas"
Modelo de Thomsom: "pudim com passas". O pudim é toda a esfera positiva (em azul) e as passas são os elétrons (em amarelo), de carga negativa.

14 Thomson

15 (métodos experimentais)
Bohr (1.913) (métodos experimentais) Nota-se no modelo de Rutherford dois equívocos: uma carga negativa, colocada em movimento ao redor de uma carga positiva estacionária, adquire movimento espiralado em direção à carga positiva acabando por colidir com ela; uma carga negativa em movimento irradia (perde) energia constantemente, emitindo radiação. Porém, sabe-se que o átomo em seu estado normal não emite radiação. O físico dinamarquês Niels Bohr conseguiu "solucionar" os equívocos cometidos por Rutherford baseando-se na seguinte idéia:

16 um elétron num átomo adquire apenas certas energias, e cada energia é representada por uma órbita definida, particular. Se o elétron recebe energia ele pula para uma outra órbita mais afastada do núcleo. Pode ocorrer no elétron a perda de energia por irradiação, e sendo assim, o elétron cai para uma órbita mais próxima do núcleo. Todavia o elétron não pode ficar entre duas órbitas definidas, específicas, pois essa não seria uma órbita estável ( órbita não específica ). Conclui-se então que: quanto maior a energia do elétron, mais afastado ele está do núcleo.

17 Em outras palavras: um elétron só pode estar em movimento ao redor do núcleo se estiver em órbitas específicas, definidas, e não se encontra em movimento ao redor do núcleo em quaisquer órbitas. As órbitas permitidas constituem os níveis de energia do átomo ( camadas K L M N ... ).

18 Niels Bohr

19 (métodos experimentais)
Rutherford (1911) (métodos experimentais) O modelo atômico de Rutherford é baseado nos resultados da experiência que Rutherford e seus colaboradores realizaram: bombardeamento de uma lâmina muito fina (delgada) de ouro (Au) com partículas alfa (que eram positivas). Para ver e entender melhor a referida experiência, clique na figura abaixo: Rutherford e seus colaboradores verificaram que, para aproximadamente cada partículas alfa que incidiam na lâmina de ouro, apenas uma (1) era desviada ou refletida. Com isso, concluíram que o raio do átomo era vezes maior que o raio do núcleo. Comparando, se o núcleo de um átomo tivesse o tamanho de uma azeitona, o átomo teria o tamanho do estádio do Morumbi.

20 Surgiu então em 1.911, o modelo do átomo nucleado, conhecido como o modelo planetário do átomo: o átomo é constituído por um núcleo central positivo, muito pequeno em relação ao tamanho total do átomo porém com grande massa e ao seu redor, localizam-se os elétrons com carga negativa (compondo a "enorme" eletrosfera) e com pequena massa, que neutraliza o átomo.

21 Modelo atômico de Rutherford: modelo planetário do átomo.
O átomo é formado por um núcleo muito pequeno em relação ao átomo, com carga positiva, no qual se concentra praticamente toda a massa do átomo. Ao redor do núcleo localizam-se os elétrons neutralizando a carga positiva.

22 Rutherford