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ATOMÍSTICA Primeiros Modelos Atômicos - Dalton

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Apresentação em tema: "ATOMÍSTICA Primeiros Modelos Atômicos - Dalton"— Transcrição da apresentação:

1 ATOMÍSTICA Primeiros Modelos Atômicos - Dalton
Índice Primeiros Modelos Atômicos - Dalton Modelo Atômico de Thomson Modelo Atômico de Rutherford Partículas Subatômicas Semelhanças de Composição Atômica O Estudo da Eletrosfera Distribuição Eletrônica Tabela Periódica Classificação dos Elementos Químicos Propriedades Periódicas – Raio Atômico Energia de Ionização e Afinidade Eletrônica 1

2 Primeiros Modelos Atômicos
A palavra ÁTOMO foi usada na Grécia Antiga (400 aC.) pelos filósofos Leucipo e Demócrito para se referir às menores partículas constituintes da matéria. Á TOMO NÃO DIVISÃO não divisível Modelo Atômico de Dalton (1803) – A teoria proposta pelo físico e químico inglês John Dalton afirmava: a indivisibilidade e a indestrutibilidade dos átomos (os átomos não podem ser divididos em partes menores e se preservam nas transformações químicas); que há vários tipos de átomos e cada tipo constitui um elemento químico, o qual é caracterizada por seu peso atômico; um composto químico resulta da combinação de átomos de mais de um elemento, nas reações químicas. Esquema de uma reação química pela teoria de Dalton Veja a biografia de Dalton (www.ser.com.br) – Busca Almanaque Abril

3 Modelo Atômico de Thomson
Os estudos relativos à natureza elétrica da matéria no século XVIII levaram o cientista inglês Joseph John Thomson, em 1898, a propor um novo modelo para o átomo. O modelo atômico de Thomson era semelhante a uma bolha gelatinosa carregada positivamente, tendo cargas negativas – denominadas elétrons – incrustadas em sua superfície, o que o tornava eletricamente neutro. elétrons No modelo de Thomson (“pudim de passas”) o átomo era uma partícula dotada de carga positiva com pequenas partículas negativas (elétrons) incrustadas.

4 Modelo Atômico de Rutherford
Num experimento idealizado para provar o modelo de Thomson, o cientista neozelandês Ernest Rutherford (1910) acelerou partículas  (carga positiva) contra uma finíssima folha de ouro e das observações deste experimento propôs um novo modelo: o átomo não era maciço, mas constituído por grandes espaços vazios; o átomo possui um núcleo pequeno e maciço carregado positivamente; o núcleo é cercado por uma região denominada eletrosfera, onde estão as partículas. Protótipo do experimento de Rutherford elétrons prótons e nêutrons* *Os nêutrons só foram descobertos em 1932, pelo físico inglês James Chadwick. Veja a biografia de Rutherford (www.ser.com.br) – Busca Almanaque Abril

5 Partículas Subatômicas
PRÓTONS ELÉTRONS NÊUTRONS positiva negativa nula 1 1/1840 CARGA MASSA RELATIVA Número atômico (Z): é o total de prótons de um átomo; Número de Massa (A): é total de prótons e nêutrons de um átomo. O número atômico é a propriedade que identifica o elemento químico. Átomos do mesmo elemento químico têm o mesmo número atômico. Representação de um elemento químico: X A Z X = símbolo do elemento químico A = nº de massa do elemento Z = nº atômico do elemento 31 P Exemplo: 15 (fósforo)

6 Semelhanças de Composição Atômica
ISÓTOPOS: átomos que possuem números de massa diferentes, mas igual número atômico (portanto, são do mesmo elemento químico). ISÓBAROS: átomos que possuem o mesmo número de massa, mas números atômicos diferentes (são, assim, de elementos diferentes). ISÓTONOS: átomos que possuem números atômico e de massa diferentes, mas igual número de nêutrons. 235 237 40 40 31 32 U U Ar Ca P S e e e 92 92 20 18 15 16 PRÓTONS 92 92 20 18 15 16 92 20 18 15 16 ELÉTRONS 92 143 145 20 22 16 16 NÊUTRONS A 235 237 40 40 31 32 ISÓTOPOS ISÓBAROS ISÓTONOS

7 O Estudo da Eletrosfera
Modelo Atômico de Bohr (1913) – o dinamarquês Niels Bohr propôs um novo modelo que complementou e corrigiu o modelo de Rutherford. As alterações diziam respeito especialmente à eletrosfera do átomo: os elétrons giram em órbitas circulares em torno do núcleo, como níveis de energia em quantidades definidas na translação os elétrons não perdem energia; ao receber energia externa (por exemplo, calor) em quantidade suficiente o elétron “salta” para um nível de maior energia e quando retorna ao seu original, devolve a energia recebida (por exemplo, na forma de luz). As órbitas percorridas pelos elétrons são chamadas de camadas eletrônicas ou níveis de energia. O maior átomo conhecido possui 7 camadas eletrônicas.

8 Distribuição Eletrônica
Em 1915, o alemão Arnold Sommerfeld propôs que cada nível de energia da eletrosfera estava dividido em 4 subníveis, e o norte-americano Linus Pauling propôs um diagrama para demonstrar a ordem com que os elétrons de um átomo ocupam os níveis e subníveis de energia. No diagrama de Pauling os níveis de energia são representados por números de 1 a 7, e os subníveis, pelas letras s, p, d e f. NÍVEL 1 2 3 4 5 6 7 (CAMADA) K L M N O P Q SUBNÍVEIS Nº MÁXIMO DE ELÉTRONS S 2 P 6 d 10 f 14 Os elétrons preenchem as camadas em ordem crescente de energia.

9 Tabela Periódica É um sistema que organiza os elementos químicos agrupando-os de acordo com a semelhança nas propriedades químicas. Organização dos elementos na ordem crescente de massas atômicas. Dimitri Mendeleev (1869) A Tabela Periódica atual organiza os elementos químicos na ordem crescente de números atômicos. Nela, os elementos são distribuídos em 18 colunas verticais (denominadas grupos ou famílias) e 7 linhas horizontais (denominadas períodos). O número do período corresponde ao número de camadas eletrônicas (ou níveis de energia) do átomo. Ex.: Na (Z=11): 1s2 2s2 2p6 3s1 3 camadas eletrônicas 3º período da tabela periódica Veja a biografia de Mendeleev (www.ser.com.br) – Busca Almanaque Abril

10 Classificação dos Elementos Elementos de transição interna
Propriedades semelhantes (elementos do mesmo grupo) Subnível mais energético: s ou p Extremidades da tabela periódica. Elementos representativos Propriedades transitórias entre os representativos da direita e da esquerda da tabela Subnível mais energético: d Centro da tabela periódica. Elementos de transição Subnível mais energético: f Estão deslocados da tabela. Lantanídeos: iniciam com o Lantânio. São sólidos prateados, bastante reativos Actinídeos: iniciam com o Actínio. São radioativos. Elementos de transição interna Veja a tabela periódica no portal:

11 Propriedades Periódicas
(1) Raio Atômico (RA): propriedade que indica a distância (em nanometros*) entre o núcleo do átomo e a camada mais externa da eletrosfera. RA aumenta RA RA aumenta Num mesmo grupo o RA aumenta de cima para baixo, pois neste sentido aumenta o nº de camadas eletrônicas dos átomos. Num mesmo período o RA aumenta da direita para a esquerda, pois neste sentido diminui o nº de prótons e, consequentemente, a atração nuclear pelos elétrons das camadas mais externas também diminui. *nanometro (nm) é uma unidade de medida. Ex.:1 nm = 10-9 m.

12 Propriedades Periódicas
(2) Energia de Ionização (EI): é a energia necessária para “arrancar” um elétron de um átomo isolado no estado gasoso A Energia de Ionização aumenta com a diminuição do Raio Atômico. EI aumenta EI aumenta (3) Afinidade Eletrônica (AE): é a tendência que um átomo apresenta de receber elétrons A Afinidade Eletrônica aumenta com a diminuição do Raio Atômico. AE aumenta AE aumenta


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