Química – frente 1A Aula 01.

Apresentação em tema: "Química – frente 1A Aula 01."— Transcrição da apresentação:

1 Química – frente 1A Aula 01

2 Modelo atômico de Dalton (1808 )
Dalton retomou idéias antigas sob uma nova perspectiva: a experimentação. Baseado em reações químicas e pesagens minuciosas, chegou à conclusão de que os átomos realmente existiam. Bola de Bilhar

3 Dalton Afirmava: Matéria é constituída por partículas indivisíveis. Considerava que os átomos não seriam alterados pelas reações químicas. Associa cada tipo de átomo a um determinado elemento químico.

4 Dalton À divulgação das idéias de Dalton seguiu-se em período de intensa aplicação e comprovação da sua teoria. Apesar de começarem a ser evidenciadas várias falhas, Dalton recusava sistematicamente tudo o que contrariasse suas afirmações. Graças ao seu prestígio, suas idéias mantiveram-se inalteradas por cerca de 50 anos.

5 Modelo atômico de Thomson (1897 )
experiências com ampola de Crookes. existia partículas menores que o átomo – carga negativa (elétrons). modelo: esfera gelatinosa de carga positiva com elétrons incrustados, neutralizando o átomo. Pudim de passas

6 Os raios catódicos, quando incidem sobre um anteparo, produzem uma sombra na parede oposta do tubo, permitindo concluir que se propagam em linha reta.  Os raios catódicos movimentam um molinete ou cata-vento de mica, permitindo concluir que são dotados de massa.

7 Modelo atômico de Rutherford (1911 )
experiências com lamina de ouro. O que Rutherford esperava com isso? Rutherford esperava que as partículas alfa atravessassem a lâmina de ouro quase sem desvios, se tudo desse certo à luz do modelo de Thomsom.

8 Mas... os desvios foram muito mais intensos do que se poderia supor e algumas até refletiam.

9 A idéia de Thomsom foi mantida - com modificações estruturais importantes.
Átomos constituído: - um núcleo muito denso, carregado positivamente, onde se concentraria praticamente toda a massa. - ao redor desse centro positivo, ficariam os elétrons, eletrosfera. Sistema solar

10 Descoberta do próton (Goldstein)
prótons tem massa 1836 vezes maior que a do elétron. carga positiva. Se encontra no núcleo.

11 Descoberta do nêutron (Chadwick)
1932 massa semelhante ao do próton. eletricamente neutro. Se encontra no núcleo.

12

13 Modelo atômico de Bohr (1913 )
Objetivo: explicar a fórmula empírica de Balmer e o modelo de Rutherford 1º Postulado: Bohr admitiu que, tanto a lei de Coulomb como as leis de Newton são ainda aplicáveis no domínio atômico. Assim o elétron mover-se-á numa órbita circular ao redor do núcleo sendo a força central (+) a responsável pelo movimento;

14 2º Postulado: postulado da quantificação das órbitas
3º Postulado: nas órbitas permitidas não há radiação de energia eletromagnética. Deste modo a energia total do elétron permanece constante e as orbitas são ditas estacionárias.

15 4º Postulado: Bohr admitiu que só há lugar à emissão de radiação quando, sob o efeito de uma perturbação, o elétron é transferido entre duas órbitas estacionárias.

16 SUBNÍVEIS (s , p , d , f)

17 Após a distribuição das camadas (níveis), subcamadas (subníveis) e orbitais o químico linnus pauling criou um diagrama que representava corretamente como os elétrons eram distribuídos no átomo de acordo com sua energia Obs: vale lembrar que existem os subníveis g , h , i Porém os elementos que existem na terra não alcançam estes níveis energéticos

18 REPRESENTAÇÃO DE UM ÁTOMO
Número Atômico (Z): quantidades de prótons. Z = p = e Número de Massa (A): a soma das partículas que constitui o átomo. A = Z + n + e A = Z + n REPRESENTAÇÃO DE UM ÁTOMO

19 5. Átomo neutro (estado fundamental)
6. Cátion 7. Ânion

20 8O2- > 9F1- > 11Na1+ > 12Mg2+
Espécies isoeletrônicas 8O2- > 9F1- > 11Na1+ > 12Mg2+

21 ISÓTOPOS

22 ISÓBAROS

23 ISÓTONOS