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Histatomo

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Átomo e
Modelos Atómicos
Demócrito (Sec. V a.c.)
Átomo
Demócrito
(460 – 370 A.C.)
defendeu a ideia de que a matéria era
composta por pequeníssimas partículas.
Modelo baseado apenas na intuição e na lógica.
Modelo proposto por Demócrito:
Toda a matéria é constituída por
átomos e vazio;
O átomo é uma partícula pequeníssima,
invisível,e que não pode ser dividida;
Os átomos encontram-se em constante
movimento;
Universo constituído por um número
infinito de átomos, indivisíveis e eternos;
Aristóteles (Sec. IV a.c.)
Aristóteles
 (384 a.C. - 322 a.C.)
Modelo de Demócrito foi rejeitado por
um dos maiores filósofos de todos os
tempos – Aristóteles.
O Modelo de Demócrito permaneceu na sombra durante
mais de 20 séculos...
Ar Água
Terra Fogo
Aristóteles acreditava que a matéria era
contínua e composta por quatro elementos:
Dalton (1807)
Séc. XIX – Dalton “ressuscita” A Teoria Atômica.
John Dalton
(1776 – 1844)
Na segunda metade do séc. XVIII, a
Química sofreu uma grande evolução.
Certos fatos não podiam ser explicados
pela teoria de Aristóteles, como a Lei de
Lavoisier: “A massa dos reagentes é igual
à massa dos produtos”.
Para explicar estes fatos Jonh Dalton
propôs, em 1807, o seu modelo atômico.
Átomo
Modelo proposto por Dalton:
A matéria é composta por
pequenos corpúsculos, que não se
subdividem – os Átomos;
Os átomos do mesmo elemento
são iguais entre si – têm a mesma
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A matéria é formada pela união
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  • 2. Demócrito (Sec. V a.c.) Átomo Demócrito (460 – 370 A.C.) defendeu a ideia de que a matéria era composta por pequeníssimas partículas. Modelo baseado apenas na intuição e na lógica.
  • 3. Modelo proposto por Demócrito: Toda a matéria é constituída por átomos e vazio; O átomo é uma partícula pequeníssima, invisível,e que não pode ser dividida; Os átomos encontram-se em constante movimento; Universo constituído por um número infinito de átomos, indivisíveis e eternos;
  • 4. Aristóteles (Sec. IV a.c.) Aristóteles  (384 a.C. - 322 a.C.) Modelo de Demócrito foi rejeitado por um dos maiores filósofos de todos os tempos – Aristóteles. O Modelo de Demócrito permaneceu na sombra durante mais de 20 séculos... Ar Água Terra Fogo Aristóteles acreditava que a matéria era contínua e composta por quatro elementos:
  • 5. Dalton (1807) Séc. XIX – Dalton “ressuscita” A Teoria Atômica. John Dalton (1776 – 1844) Na segunda metade do séc. XVIII, a Química sofreu uma grande evolução. Certos fatos não podiam ser explicados pela teoria de Aristóteles, como a Lei de Lavoisier: “A massa dos reagentes é igual à massa dos produtos”. Para explicar estes fatos Jonh Dalton propôs, em 1807, o seu modelo atômico.
  • 6. Átomo Modelo proposto por Dalton: A matéria é composta por pequenos corpúsculos, que não se subdividem – os Átomos; Os átomos do mesmo elemento são iguais entre si – têm a mesma massa; A matéria é formada pela união de diferentes átomos em proporções definidas.
  • 7. Thomson (1904) J. J. Thomson  (1856 - 1940) Thomson realizou uma série de experiências utilizando um tubo de raios catódicos (tubo semelhante aos tubos existentes no interior dos televisores). Neste tubo, eram efetuadas descargas elétricas através de um gás rarefeito. Tubo de raios catódicos
  • 8. Em 1897 Thomson propõe novo modelo: Ao estudar as descargas no interior deste aparelho, Thomson, descobriu o elétron. A descarga emitida tinha carga elétrica negativa e era de natureza corpuscular. A sua massa era muito menor que a massa de qualquer átomo conhecido – eram os elétrons. Thomson provou que os elétrons eram corpúsculos, dotados de carga elétrica e de massa, que fazem parte de toda a matéria. Observava-se uma fluorescência esverdeada devido à existência de partículas de carga negativa que saem dos átomos do cátodo.
  • 9. Elétrons (partículas com carga elétrica negativa) Esfera com carga elétrica positiva Modelo proposto por Thomson (1904): O átomo era uma esfera de carga eléctrica positiva, estando os elétrons dispersos na esfera. O número de elétrons seria tal que a carga total do átomo seria zero. Modelo de Pudim de Passas
  • 10. Rutherford (1911) Ernest Rutherford (1871 - 1937) Cientista neozelandês, estudou com J.J. Thomson. Em 1908 realizou uma experiência que lhe permitiu propor um novo modelo atômico.
  • 11. Experiência de Rutherford Fonte de partículas α Feixe de partículas α Tela fluorescente Folha de ouro
  • 12. Resultados previstos segundo o modelo de Thomson: Resultados obtidos: As partículas α deveriam atravessar as folhas de ouro sem sofrer desvios. A maior parte das partículas α comportava-se como esperado, mas um significativo número delas sofria desvios acentuados. ● ● ● ● ● ● ● ● Experiência de Rutherford
  • 13. Embora a maior parte das partículas se comportasse como esperado, uma parte significativa não só foi desviada, como algumas voltaram para trás. Resultados da experiência de Rutherford Partículas α Existe, no interior do átomo, uma região central positiva – o núcleo, que exerce fortes forças repulsivas sobre as partículas alfa.
  • 14. Modelo proposto por Rutherford (1911): O átomo é uma estrutura praticamente vazia, e não uma esfera maciça; É constituído por: • Núcleo muito pequeno com a carga positiva, onde se concentra quase toda a massa do átomo. • Elétrons com carga negativa movendo-se em volta do núcleo. O átomo seria um sistema semelhante ao sistema solar. Modelo Planetário
  • 15. Mas este modelo era incompatível com algumas das teorias da Física ... De acordo com o que se conhecia, o elétron ao realizar a sua órbita perderia energia acabando por cair sobre o núcleo, destruindo o átomo.
  • 16. Mas de que é feito o núcleo atômico? Até 1920, o núcleo do átomo era considerado com uma esfera maciça de carga elétrica positiva. + + + + + + + + + + Mas, em 1920, Rutherford caracteriza o próton como sendo a unidade de carga elétrica positiva. No decurso das suas investigações depara-se com: Átomos do mesmo elemento químico apresentam massas diferentes. Deverá existir outra partícula no núcleo atômico!
  • 17. Chadwick: 1932 Mas só em 1932, James Chadwick descobre o nêutron. Após vários anos de busca, encontrou, em 1932, uma partícula subatômica no núcleo do átomo,  além  do já conhecido próton. James Chadwick (1891 – 1974) O Nêutron não tem carga elétrica, e tem aproximadamente a mesma massa do próton. + + +
  • 18. NÚMERO ATÔMICO E NÚMERO DE MASSA Tomando o modelo de Rutherford–Bohr como objeto de estudo, podemos definir alguns tópicos básicos que vão nortear nossos estudos. Número atômico (Z): n.° de prótons (p) no núcleo de um átomo. Z = p O número atômico caracteriza um elemento químico, é a sua identtidade Número de massa (A): O número de massa é a soma dos prótons (P) e nêutrons (N) do núcleo de um átomo. A = P + N ou A = Z + N Um átomo (X) será representado assim: z A X ou zXA
  • 19. Átomo neutro – Aquele em que o número de prótons é igual ao número de elétrons. Exemplo: 11Na23 e 8O16 Íon: espécie química cujo número de prótons é diferente do número de elétrons. Cátions: formados por retiradas de um ou mais elétrons da eletrosfera de um átomo: íon carregado positivamente. Exemplos: 11Na 1+ = perdeu 1 elétron
  • 20. • Ânions: formados quando adicionamos um ou mais elétrons à eletrosfera de um átomo: íon carregado negativamente. Exemplos: 8O2- = ganhou 2 elétrons 17Cl1- = ganhou 1 elétron
  • 21. RELAÇÕES ENTRE OS ÁTOMOS • Isótopos: Átomos com o mesmo número de prótons no núcleo, porém, números de massa diferentes. • Isótopos do elemento oxigênio: 8O16 8O17 8O 18 • Isótopos do elemento potássio: 19K39 19K40 19K41 • Isótopos do elemento hidrogênio:
  • 22. ISÓBAROS: Átomos com o mesmo número de massa (A) • São átomos de diferentes elementos (de números atômicos diferentes). Exemplo: Argônio : 18Ar 40 Cálcio : 20 Ca 40
  • 23. ISÓTONOS: Átomos com o mesmo número de nêutrons. • Exemplo: Boro: 5B11 n = 6 Carbono: 6C12 n = 6
  • 24. ISOELETRÔNICOS: espécies químicas diferentes que possuem a mesma quantidade de elétrons. • Exemplo: Magnésio: 12Mg 2+ = 10 elétrons Flúor: 9F 1- = 10 elétrons Nitrogênio: 7N3- = 10 elétrons
  • 25. Bohr (1913) Niels Bohr (1885 - 1962) Niels Bohr trabalhou com Thomson, e posteriormente com Rutherford. Tendo continuado o trabalho destes dois físicos, aperfeiçoou, em 1913, o modelo atômico de Rutherford.
  • 26. O Espectro EletromagnéticoO Espectro Eletromagnético rádio microonda infravermelho visível ultravioleta Raio-X Raio-gama 104 102 1 10-2 10-5 10-6 10-8 10-10 10-12 Comprimento de onda em centímetros
  • 27. Visível • 400 nm < λ < 700 nm • Corresponde a 44% do espectro solar • Parte do espectro no qual nossos olhos são sensíveis
  • 29. • Comprimentos de onda : 1 mm – 0,75 µm • Freqüências : 0,003x1014 Hz – 4x1014 Hz • Energias : 0,0012 eV – 1,65 eV • Comprimentos de onda : 0,75 µm – 0,40 µm • Freqüências : 4x1014 Hz – 7,5x1014 Hz • Energias : 1,65 eV – 3,1 eV
  • 30. • Comprimentos de onda : 400 nm – 10nm • Freqüências : 7,5x1014 Hz - 3x1016 Hz • Energias : 3,1 eV – 124 eV • Comprimentos de onda : menores que 10nm • Freqüências : maiores que 3x1016 Hz • Energias : maiores que 124 eV • Comprimentos de onda : menores que 10 –12 m • Freqüências : maiores que 1020 Hz • Energias : maiores que 1 MeV
  • 31. 4 O Espectro Eletromagnético Freqüência de um campo eletromagnético (EM) variável no tempo, é o número de oscilações por segundo. É medida em Hz (1 Hz = 1 ciclo por segundo). Radiações ionizantes: •UV,Raios X, Raios γ e radiação nuclear •1016 - 1022 Hz (ou 300 - 0.0003 Å) Radiações não-ionizantes: •Luz visível: 1014 - 1016 Hz (300 - 0.0003 Å) •MW: 0,3 - 300 GHz •VHF: 30 - 300 MHz •HF: 3 - 30 MHz •MF: 300 - 3000 kHz •LF: 30 - 300 kHz •VLF: 3 - 30 kHz •VF: 300 - 3000 Hz (voz) •ELF: 30 - 300 Hz
  • 32. - Os Postulados de Niels Bohr (1885-1962) De acordo com o modelo atômico proposto por Rutherford, os elétrons ao girarem ao redor do núcleo, com o tempo perderiam energia, e se chocariam com o mesmo. Como o átomo é uma estrutura estável, Niels Bohr formulou uma teoria (1913) sobre o movimento dos elétrons, fundamentado na Teoria Quântica da Radiação (1900) de Max Planck. A teoria de Bohr fundamenta-se nos seguintes postulados: 1º postulado: Os elétrons descrevem órbitas circulares estacionárias ao redor do núcleo, sem emitirem nem absorverem energia. Postulados de Bohr
  • 33. 2º postulado de Bohr Fornecendo energia(elétrica, térmica, ...) a um átomo, um ou mais elétrons a absorvem e saltam para níveis mais afastados do núcleo. Ao voltarem às sua órbitas originais, devolvem a enrgia em forma de luz.
  • 34. Segundo postulado de Bohr. Um átomo irradia energia quando um elétron salta de uma órbita de maior energia para uma de menor energia. Órbitas de Bohr para o átomo de hidrogênio A linha vermelha no espectro atômico é causada por elétrons saltando da terceira órbita para a segunda órbita O comprimento de onda guarda relação com a energia. Os menores comprimentos de onda de luz significam vibrações mais rápidas e maior energia.
  • 37. Modelo Atômico de Rutherford - Bohr(1922) A linha vermelha no espectro atômico é causada por elétrons saltando da terceira órbita para a segunda órbita.
  • 38. A linha verde-azulada no espectro atômico é causada por elétrons saltando da quarta órbita para a segunda órbita.
  • 39. A linha azul no espectro atômico é causada por elétrons saltando da quinta órbita para a segunda órbita.
  • 40.               A linha violeta mais brilhante no espectro atômico é causada por elétrons saltando da sexta órbita para a segunda órbita.
  • 42. Modelo proposto por Bohr : Apenas algumas órbitas seriam permitidas aos elétrons; Cada órbita correspondia a um nível de energia bem definido do elétron; Os elétrons podem saltar de uma órbita para outra, ao absorver ou emitir energia. O nível mais energético seria o mais distante do núcleo, e o menos energético o mais próximo.
  • 44. Órbitas: 1circular e as demais elípticas
  • 45. Modelo de Sommerfeld: Logo após Bohr enunciar seu modelo, verificou-se que um elétron, numa mesma camada, apresentava energias diferentes. Como poderia ser possível se as órbitas fossem circulares? Sommerfeld sugeriu que as órbitas fossem elípticas, pois em uma elipse há diferentes excentricidades (distância do centro), gerando energias diferentes para uma mesma camada.
  • 46. Também este modelo apresentava algumas falhas... Este modelo adequa-se muito bem a átomos com apenas um elétron, falhando para átomos com vários elétrons; Este modelo também não explica a interação entre vários átomos. No entanto, ainda é o modelo mental utilizado por muitos cientistas, visto ser de fácil visualização.
  • 47. Por volta de 1927, os cientistas deixaram de acreditar que o elétron teria uma trajetória bem definida em torno do núcleo. Schrödinger (1927) Erwin Schrödinger (1887 – 1961) Nuvem eletrônica Schrödinger propôs o modelo da
  • 48. Modelo atômico de Schrödinger - A partir das equações de Schrödinger não é possível determinar a trajetória do elétron em torno do núcleo, mas, a uma dada energia do sistema, obtém-se a região mais provável de encontrá-lo.
  • 50. Os elétrons movem-se de forma desconhecida com velocidade elevadíssima; O movimento do elétron passou a ser descrito por uma nuvem eletrônica; Quanto mais densa é a nuvem, maior é a probabilidade de se encontrar aí o elétron; A nuvem é mais densa próximo do núcleo, e menos densa longe do núcleo. Modelo da Nuvem Eletrônica
  • 51. Os Quarks... O Nêutron e o próton não são partículas indivisíveis. No seu interior existem ainda outras partículas que são os quarks.
  • 52. Modelo de Demócrito Modelo de Thomson Modelo de Bohr Modelo de Dalton Modelo de Rutherford Modelo da Nuvem Electrónica Evolução do Modelo atômico…
  • 53. “Fotografar” os átomos... Hoje em dia dispomos de potentes microscópios que nos permitem obter imagens dos átomos: são os microscópios eletrônicos.
  • 54. Dimensão dos átomos 100 pm 1 pm = 10-12 m 1 nm = 100 pm
  • 55. Dimensão dos átomos Se 100 milhões de pessoas se reduzissem ao tamanho de átomos, formavam uma fila de apenas 1cm. Um ponto final pode conter mais de 3 milhões de átomos.