Este documento discute as principais teorias atômicas, incluindo as teorias de Dalton, Thomson, Rutherford e Rutherford-Bohr. Ele também descreve as partículas fundamentais do átomo - prótons, nêutrons e elétrons - e conceitos como número atômico, massa atômica e distribuição eletrônica.
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QUÍMICA » CADERNO 1 » CAPÍTULO 2
Modelo atômico de Thomson
No fim do século XVIII, o cientista
Benjamin Franklin, precursor dos estudos
que deram origem aos para-raios,
observou que há dois tipos de cargas
elétricas na natureza. Essas cargas foram
chamadas por ele, arbitrariamente,
positivas ou negativas, nomes que são
usados até hoje.
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Teoria atômica de Rutherford
Principais características do átomo de Rutherford
O átomo é
nucleado
Núcleo – Prótons (carga +)
Eletrosfera – Elétrons (carga -)
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Partículas Atômicas
Atenção!
Elétron: descoberto em 1897, por J. J. Thomson.
Próton: descoberto em 1886, por Eugene Goldstein, e
confirmado em 1904, por Ernest Rutherford.
Nêutron: descoberto em 1932, por James Chadwick.
Núcleo
Eletrosfera
Próton
Nêutron
Elétron
— 0 1
Carga elétrica
(coulomb)
Carga
relativa
Massa
relativa
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Partículas Atômicas
Sempre subescrito e à
esquerda ou
Sempre sobrescrito, à
esquerda ou à direita
ou
K
Número de massa (A)
Número de prótons (Z)
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QUÍMICA » CADERNO 1 » CAPÍTULO 2
Propriedades interatômicas
Átomos
Isótopos
Mesmo número de
prótons (Z)
Isótonos
Mesmo número de
nêutrons (n)
Isóbaros
Mesmo número de
massa (A)
Isoeletrônicos
Mesmo número de
elétrons (e)
De acordo com Dalton, o átomo seria uma esfera maciça e indivisível, formadora de todo e qualquer tipo de matéria. Além disso, todos os átomos de um mesmo elemento químico seriam iguais, ou seja, Dalton não previu a existência dos isótopos.
Thomson realizou experimentos em tubos de vidro com gases a baixas pressões, aplicando uma grande diferença de potencial e provocando a emissão de raios catódicos. Esses raios deslocavam-se em direção à extremidade do tubo.
O modelo de Thomson foi o primeiro a incorporar o conceito de carga elétrica. No entanto, Thomson considerou que as cargas negativas (os elétrons) estavam aderidas à matéria positivamente carregada, num modelo conhecido como “pudim de passas”.
Para mais informações acesse: http://bit.ly/RvUvSm
Vídeo complementar: http://e-quimica.iq.unesp.br/index.php?option=com_content&view=article&id=73:experimento-de-thonson&catid=36:videos&Itemid=55
O experimento de espalhamento das partículas alfa foi realizado por Geiger e Marsden, colaboradores de Rutherford. Ao analisar os resultados obtidos, o cientista concluiu que o átomo deveria possuir uma região densa e positiva, o núcleo, e uma região difusa e negativa, a eletrosfera.
Vídeo complementar: http://e-quimica.iq.unesp.br/index.php?option=com_content&view=article&id=72:experimento-de-rutherford&catid=36:videos&Itemid=55
Algumas conclusões do experimento de Rutherford:
a eletrosfera é muito maior que o núcleo;
a massa está quase toda concentrada no núcleo do átomo.
As poucas partículas alfa que retornavam sem atravessar a lâmina de ouro o faziam por chocarem-se contra os densos núcleos dos átomos de ouro. A maior parte das partículas alfa atravessava por entre os amplos espaços entre os núcleos atômicos.
Para mais informações acesse: http://bit.ly/NC0I2x
Prótons, nêutrons e elétrons são as principais partículas formadoras do átomo. A massa dos prótons e nêutrons é muito superior à massa dos elétrons, embora essas partículas guardem a mesma quantidade de carga (em módulo) que os prótons.
O número atômico (Z) é sempre colocado na parte inferior esquerda do símbolo do elemento. Ele representa o número de prótons no núcleo do átomo e é utilizado na definição de elemento químico (conjunto de átomos com mesmo número atômico). O número de massa, colocado na parte superior do símbolo, representa a soma de prótons e nêutrons no átomo.
Átomos diferentes podem compartilhar certas semelhanças, como o mesmo número de prótons, nêutrons, massa ou elétrons.
Baseado em conceitos de uma área nascente da física, a mecânica quântica, Niels Bohr postula que os elétrons poderiam orbitar em torno do núcleo em órbitas de energia constante.
Ao se aproximar do núcleo, o elétron deveria perder energia. Ao se afastar, absorver energia.
Quanto mais distante do núcleo maior a energia associada ao elétron. Dentro das camadas os elétrons estão distribuídos em subníveis de energia (s, p, d e f).
Os elétrons são distribuídos em ordem crescente de energia dos subníveis, segundo o diagrama de Pauling.
Os elétrons são distribuídos em ordem crescente de energia dos subníveis, segundo o diagrama de Pauling.
Os elétrons são distribuídos em ordem crescente de energia dos subníveis, segundo o diagrama de Pauling.