Terceira aula de química

Nome: Laísa

24/04/2017

O modelo atômico de Thomson

• Foi proposta em 1898 pelo físico inglês Joseph John Thomson.

• Ele derrubou a teoria da indivisibilidade do átomo proposta por John Dalton.

• Confirmou e provou a existência de elétrons (partículas com carga elétrica negativa) no átomo.

• Teve como base o tubo de Crookes, criado pelo físico e químico inglês Sir William Crooks.

• Apresenta dois eletrodos (polo) de metais, nas extremidades.

• Quando um gás rarefeito (pouco denso), em baixa pressão, é submetido a uma alta tensão elétrica, produz um feixe de luz (composto por cargas elétricas) que parte do polo negativo (cátodo) em direção ao polo positivo (ânodo).

• Essas partículas negativas foram denominadas de elétrons.

Considerações propostas pelo modelo atômico de Thomson:

o O átomo é uma esfera, mas não maciça;

o Como o átomo apresenta elétrons, que possuem cargas negativas, logo, deve apresentar partículas positivas para que a carga final seja nula;

o Os elétrons não estão fixos ou presos no átomo, podendo ser transferidos para outro átomo em determinadas condições;

o Associou o seu modelo a um pudim de passas.

O modelo atômico de Rutherford

• Em 1911, o cientista Ernest Rutherford apresentou à comunidade científica o seu modelo atômico.

• Foi o terceiro na história da Atomística.

• Foi considerado o modelo que estimulou toda a evolução do conhecimento sobre o átomo.

• O seu modelo iniciou-se a partir do estudo das propriedades dos raios

X e das emissões radioativas.

Experimento realizado por Rutherford

Características do modelo atômico de Rutherford

• Também é chamado de modelo do sistema solar.

Átomo de Hidrogênio por Niels Bohr

• Complementou o modelo de Rutherford.

• O hidrogênio é o átomo mais simples que existe: seu núcleo tem apenas um próton e só há um elétron orbitando em torno desse núcleo.

Bohr propôs alguns “postulados”:

o O elétron gira em torno do núcleo em uma órbita circular, como um satélite em torno de um planeta.

o Enquanto estiver em uma de suas órbitas permitidas, o elétron não emite nem recebe nenhuma energia (órbitas estacionárias).

o Quando um elétron muda de órbita o átomo emite ou absorve um "quantum" de energia luminosa.

Números químicos • Número atômico (Z): é o número de unidades de carga positiva (prótons)

do núcleo do átomo.

Elemento químico é um conjunto de átomos de mesmo número atômico.

Número atômico (Z) Elemento químico

• Número de massa (A): número de prótons somado ao número de nêutrons de um átomo.

A = Z + N

• Isótopos: átomos que apresentam o mesmo número atômico (Z) e diferentes números de massa (A) são isótopos de um mesmo elemento químico.

Distribuição eletrônica • A eletrosfera, onde se localiza os elétrons, pode ser divida em 7

camadas eletrônicas que são representadas, na devida ordem (de dentro para fora), pelas letras maiúsculas K, L, M, N, O, P e Q.

• O que é camada de valência?

Nível de energia Camada Número máximo de elétrons

1º K 2

2º L 8

3º M 18

4º N 32

5º O 32

6º P 18

7º Q 8

Diagrama de Pauling

Diagrama de Pauling

Exemplos:

• Relação completa de todos os elementos químicos conhecidos.

• São organizados em ordem crescente de seus números atômicos (Z).

• 7 linhas, chamadas de períodos.

• 18 colunas, chamadas de grupos ou famílias.

• Os elementos de um mesmo período têm como característica possuir o mesmo número de níveis eletrônicos.

• Os elementos de uma mesma família têm como características apresentar o mesmo número de elétrons na camada de valência e exibir propriedades químicas e físicas semelhantes.

Tabela periódica

Tabela periódica moderna

A tabela pode ser dividida em dois grandes grupos de elementos: os representativos e os de transição.

o Elementos representativos: ocupam as colunas 1, 2, 13, 14, 15, 16, 17 e 18. A camada de valência desses elementos apresenta o subnível s ou p.

Externa

o Elementos de transição

Interna

o Elementos de transição externa: estão situados nas colunas de 3 a 12 e têm o subnível d como o mais energético.

o Elementos de transição interna: são representados em linhas separadas na Tabela Periódica. Esses elementos deveriam ocupar conjuntamente o 6º e o 7º períodos da coluna 3. Apresentam o subnível f como o mais energético.

Estado Físico dos elementos

• Metais apresentam brilho característico, são bons condutores térmicos e elétricos.

• Ametais possuem propriedades opostas às dos metais.

• Gases nobres apresentam baixíssima reatividade química e é quase rara a ligação desses elementos com outros. Em temperatura ambiente são gasosos.

Algumas famílias importantes:

Propriedades periódicas

• Raio atômico: é a distância entre o centro do núcleo de um átomo e a camada mais externa da eletrosfera (camada de valência).

• Potencial de ionização ou energia de ionização: é a energia necessária para retirar um ou mais elétrons do nível mais externo de um átomo.

• Eletronegatividade: é a representação da tendência de um átomo atrair elétrons em uma ligação química.

Obs: não se define eletronegatividade para os gases nobres, pois os mesmos não precisam receber elétrons, pois possuem a camada de valência completa.

Questão 1:

(PUC Minas) Considere os elementos: B, Al, C, Si. Sobre ele é CORRETO afirmar:

a) O Al possui o maior caráter metálico

b) O B apresenta o maior raio atômico.

c) O C é o átomo menos eletronegativo.

d) O Si apresenta a maior energia de ionização.

Referências • Apostila Bernoulli. Editora Bernoulli, 2014.

• DIAS, Diogo Lopes. "Modelo atômico de Thomson"; Brasil Escola. Disponível em <http://brasilescola.uol.com.br/quimica/o-atomo-thomson.htm>. Acesso em 21 de abril de 2017.

• DIAS, Diogo Lopes. "Modelo atômico de Rutherford"; Brasil Escola. Disponível em <http://brasilescola.uol.com.br/quimica/o-atomo-rutherford.htm>. Acesso em 21 de abril de 2017.

• Ciências da natureza: química / Amadeu Moura Bego, organizador. – [2. ed.] – São Paulo: Cultura Acadêmica, 2016. (Cadernos dos cursinhos pré-universitários da Unesp; 5)