QUÍMICA Prof.MHsp2... Estrutura Atômica.

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1 QUÍMICA Prof.MHsp2... Estrutura Atômica

2 A=não TOMO=divisão 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

3 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.

4 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.

5 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.

6 DALTON 1803: modelo da bola de bilhar

7 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 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.

8 O número de elétrons seria tal que a carga total do átomo seria zero.
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.

9 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

10 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.

11 HANTARO NAGAOKA 1904 Foi um grande físico. Nasceu no ano de 1865 no Japão. Nagaoka criou o Modelo Atômico Saturniano, em 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. Hantaro Nagaoka faleceu no ano de 1950.

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

13 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).

14 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.

15 RUTHERFORD 1911

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17 CRONOLOGIA DOS MODELOS ATÔMICOS

18 c: velocidade da luz = 2,9979246x108m/s
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, x108m/s : comprimento de onda : freqüência

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20 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).

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23 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.

24 LINHAS ESPECTRAIS

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

26 SÉRIES ESPECTRAIS

27 SÉRIES ESPECTRAIS

28 BOHR Niels Bohr ( ), 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.

29 BOHR - 1913 Condição de frequência de Bohr 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