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Evolução dos Modelos Atômicos
          Marilena Meira
Modelo grego

• Demócrito (460 a 370 a.C): “A matéria deve ser
formada por partículas indivisíveis, os átomos”.
(A = não ; tomo = parte).


ÁTOMO = não + divisível
Tales de Mileto
• O filósofo Tales de Mileto(640-546 a.C) fez algumas
  experiências com âmbar e descobriu que este material
  adquiri carga elétrica, quando é atritado com
  tecidos, como seda e lã.




                          A palavra eletricidade é de origem
                          grega, elektron, que significa âmbar(resina
                          vegetal).
Benjamin Franklin
Benjamin Franklin em
1852 observou que
existem duas espécies
de cargas
elétricas, chamadas
por ele de carga
positiva e negativa.
•Cargas de sinais opostos
se atraem;
•Cargas de mesmo sinal se
repelem.
Modelo atômico de Dalton


John Dalton (químico inglês) propôs
o     primeiro    modelo    atômico
científico, em 1807.

Propôs que qualquer espécie de               John Dalton
matéria é formada de átomos.                  (1766-1844)

 Para     Dalton       o    átomo      era
rígido, indivisível, indestrutível e tinha
uma forma esférica, semelhante a
uma bola de bilhar.
As bases para o modelo de Dalton
• Por volta de 1785, Antoine Laurent de
  Lavoisier demonstrou que não há variação da massa
  numa reação química: A massa dos produtos é igual à
  soma das massas das substâncias reagentes.

• Em 1799, Joseph Louis Proust descobre a lei das
  proporções definidas, a qual afirma que:
• Uma dada substância contém seus elementos
  constituintes na mesma proporção.
Teoria de Dalton
• Qualquer espécie de matéria é formada por átomos. Os átomos são
  minúsculas partículas, que não podem ser subdivididas nem
  transformadas em outros átomos.

• Todos os átomos de um mesmo elemento são iguais em
  massa, tamanho e em todas as suas propriedades, ou
  seja, possuem a mesma identidade química.

• Átomos de elementos diferentes possuem propriedades químicas e
  físicas diferentes.

• Um composto é constituído pela combinação de átomos de dois ou
  mais elementos que se unem entre si em várias proporções
  simples. Nessas combinações cada átomo guarda sua identidade
  química.
A descoberta do elétron
O Experimento de Thomson: Em 1879, J. J. Thomson,
verificou a existência dos elétrons através dos raios
catódicos que são um feixe de partículas carregadas
negativamente que sofriam atração do pólo positivo de
um campo elétrico externo.
Descoberta do próton

          • Em 1886, o físico alemão
            Eugen Goldstein, observou
            feixe luminoso no sentido
            oposto aos dos
            elétrons, portanto, esses
            feixes deveriam ser carga
            elétrica positiva.
Modelo atômico de Thomson

Em 1904, Thomson, propôs um
novo modelo.

Admitiu que o átomo era uma
esfera    maciça   de    carga    Joseph   Thomson

positiva, estando os eletrons
                                  (1856-1940)


dispersos no seu interior. (tal
como as passas num pudim).

Modelo do “ Pudim de passas”.
Modelo atômico de Rutherford

Obtenção de partículas alfa
Modelo atômico de Rutherford




                                                           Rutherford
                                                           (1871-1937)



1.A grande maioria dos raios α passou pela lâmina.

2. Foram poucos os raios α refletidos pela lâmina.

3. Pouquíssimos raios α passaram pela lâmina sofrendo desvio.
Modelo atômico de Rutherford


A maior parte do espaço do átomo é espaço
vazio.

No seu interior, existe uma pequena região
central positiva (núcleo).

No núcleo encontra-se a maior parte da massa
do átomo.

Os elétrons giram à volta do núcleo em órbitas
circulares.

Também conhecido como o modelo Planetário.
Descoberta do Nêutron
 • James Chadwick (1932)




http://www.algosobre.com.br/quimica/descoberta-das-particulas-subatomicas.html
Propriedades das partículas sub-
                atômicas

Partícula Massa (g)         Carga    Coulomb (C)

Elétron   9,109383. 10-28    -1     -1,602176.10-19

Próton    1,672622. 10-24    +1     +1,602176.10-19

Nêutron 1,674927. 10-24      0            0
Falha do modelo de Rutherford
• Bohr questionou o modelo de Rutherford: de acordo
  com a Física Clássica uma partícula negativa ao redor
  de outra positiva sofreria aceleração e perderia
  energia.

• No caso do átomo o elétron adquiriria um movimento
  espiralado e acabaria por se chocar com o núcleo.

• Mas, como não é o que acontece, Bohr estabeleceu
  seus postulados para explicar que o elétron no átomo
  pode possuir apenas certas quantidades restritas de
  energia.
Espectro descontínuo dos elementos químicos


*Explicação do átomo
baseado na luz emitida
por alguns elementos
quando aquecidos.
Postulados de Bohr
• Em um átomo são permitidas ao elétron somente
  algumas órbitas circulares, sendo que em cada uma ele
  tem energia constante.

• A energia do elétron é quantizada ou seja, um elétron
  não pode assumir qualquer valor de energia, mas
  somente determinados valores (órbitas
  permitidas), tendo assim determinados níveis de energia
  ou camadas energéticas.

• Um elétron localizado numa dessas órbitas não perde
  nem ganha energia espontaneamente.
Postulados de Bohr
• Um elétron pode receber energia de uma fonte externa
  somente em unidades discretas denominadas fótons.

• Quando um elétron recebe um fóton de energia ele salta
  para uma órbita mais energética realizando um salto
  quântico e atingindo um estado excitado.

• Quando o elétron retorna a sua órbita ele perde energia
  na forma de onda eletromagnética que corresponde à
  diferença de energia existente entre as órbitas
  envolvidas.
* O átomo é formado por um núcleo
e níveis de energia quantizada ( onde
estão os elétrons ), num total de
sete.
Modelo atômico de Bohr

Concebido, em 1913, por Bohr.
(físico dinamarquês)

O átomo possuí um núcleo central.

                                                    Niels Bohr
Os elétrons descrevem órbitas circulares em torno   (1885-1962)
do núcleo.

Os elétrons só podem ocupar determinados níveis
de energia.

A cada órbita corresponde um valor de energia.
Modelo atômico de Sommerfeld
• Sommerfeld verificou que as raias estudadas por Bohr
  eram na verdade um conjunto de raias finas.

• Sommerfeld concluiu então que um dado nível de
  energia era constituído por subníveis de energia.
Evolução do modelo atômico

LOUIS DE BROGLIE: demonstrou matematicamente o
comportamento dualísta do elétron (partícula e onda).


Equação de De Broglie: λ =    h
                             m.v


h = 6,626. 10-34 J.s
Evolução do modelo atômico
HEISEMBERG: demonstrou que é impossível determinar ao
mesmo tempo a posição e a velocidade do elétron (PRINCÍPIO
DA INCERTEZA).
  OBS: desta forma os elétrons passam a ocupar
  regiões, onde é máxima a probabilidade de estarem
  (ORBITAIS)



                             Representação simbólica da nuvem eletrônica
Modelo atômico atual

O átomo possui um núcleo central de reduzidas dimensões e
uma nuvem eletrônica.

No núcleo encontram-se os prótons e os nêutrons.

Os elétrons encontram-se à volta do núcleo, na nuvem
eletrônica.

Regiões de máxima probabilidade de encontrar um elétron
são denominadas de orbitais.
Conceitos fundamentais
• Núcleo muito pequeno, contendo prótons e nêutrons;
• Elétrons em torno do núcleo em orbitais.
• Elétrons carregados negativamente;
• Prótons carregados positivamente;
• Nêutrons são neutros:
• Prótons e nêutrons possuem aproximadamente a mesma
  massa: 1,67 X 10-27 kg
• Elétrons possuem massa muito menor: 9,11 X 10-31 kg
CONCEITOS SOBRE O 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
DISTRIBUIÇÃO ELETRONICA EM ORBITAIS:



PRINCIPIO DA EXCLUSÃO DE PAULI: um orbital comporta no
máximo dois elétrons com spins contrários.



REGRA DE HUND: em um mesmo subnível os orbitais
são preenchidos de forma a obter o maior número
de elétrons desemparelhados.
DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA
d
Formas dos orbitais s e p
Formas dos orbitais d
Formas dos orbitais f
SEMELHANÇA ATÔMICA

ISÓTOPOS: mesmo número de prótons.




ISÓBAROS: mesmo número de massa.




ISÓTONOS: mesmo número de nêutrons.
ISOELETRONICOS: mesmo número de elétrons.




ÍONS: são átomos que ganharam ou perderam
elétrons
As partículas fundamentais do
            átomo
As partículas fundamentais




                             Temos então um
                             total de 12
                             leptons, 36
                             quarks, 12
                             mediadores e uma
                             partícula de
                             Higgs, fazendo um
                             total de 61
                             partículas
                             elementares
                             fundamentais.
Prótons e nêutrons são formados
           de quarks
Antimatéria não é ficção
• Cada partícula tem outra
  equivalente com massa igual e
  carga contrária.
• Elétron de carga negativa
  Pósitron com carga positiva.
• Próton de carga positiva
  Antipróton.
• Os cientista já conseguiram
  aprisionar a antimatéria do
  átomo de hidrogênio por 16
  minutos
Matéria e antimatéria não
              coexistem.
• Quando se encontram,
  geram uma explosão que
  transforma massa em
  energia.
• A ciência acredita que
  ambas existiam em
  quantidades iguais quando
  ocorreu o Big Bang, mas se
  destruíram.
• Por alguma razão, sobrou
  mais matéria - que se
  moldou e formou planetas,
  galáxias e estrelas
Opostos se destroem
• A explosão causada pelo
  encontro da matéria e da
  antimatéria gera raio gama -
  que possui 10 mil vezes
  mais energia que o raio
  solar e o raio X.
• Só para ter uma ideia, 1 g
  de antimatéria seria capaz
  de abastecer a cidade de
  São Paulo durante 24 horas
  ou mover um carro por 10
  mil Km.
Pósitron para detectar tumores
• A antimatéria já é utilizada em
  exames médicos. Um exemplo
  é o PET Scan - Pósitron
  Emission Tomography -, que
  utiliza antielétrons (pósitrons)
  para detectar tumores
  cancerígenos.
Grandezas químicas: Massa
atômica, massa molecular e mol
Unidade de Massa Atômica
            (u ou u.m.a.)
• Para medir as massas dos átomos, os químicos
  escolheram como padrão a massa de um átomo.

•   Em 1962, durante o Congresso Internacional de
    Química, foi escolhido o átomo de carbono 12 (12C), e a
    unidade usada na medida das massas atômicas passou
    a ser massa de 1/12 do átomo de carbono 12.

• Este padrão é chamado de unidade de massa
  atômica.
Unidade de Massa Atômica
            (u ou u.m.a.)
• O carbono 12 (6C12) apresenta 6 prótons e 6 nêutrons.

•    Como a massa de um próton é praticamente igual a
    massa de um nêutron, esse carbono é constituído por
    12 unidades, praticamente iguais em massa, que
    constituem sua massa total.
    Assim, a unidade de massa atômica (u ou u.m.a.)
    representa a massa de um próton ou de um nêutron:
    1u ou 1u.m.a. = 1/12 do carbono 12
Massa atômica
• Massa atômica é a massa de um átomo expressa em
  u ou u.m.a. Ela indica quantas vezes a massa do
  átomo é maior que 1/12 da massa do carbono 12.
  Assim, a massa atômica do carbono 12 é igual a 12u.
  Por exemplo, quando dizemos que a massa do átomo
  24Mg é igual a 24u, concluímos que:


  Massa de um átomo de 24Mg = 24 x massa de 1/12 do
  átomo de 12C.
  Massa de um átomo de 24Mg = 2 x massa de um
  átomo de 12C.
Massa atômica de um elemento
• Massa atômica de um elemento é a média
  ponderada das massas atômicas de seus
  isótopos constituintes.
 Exemplo: o elemento químico cloro é
 formado pelos isótopos:

  17 Cl35 = 75% e   17 Cl37 = 25%
 Massa atômica do elemento cloro =
 [(35 x 75) + (37 x 25)] / 100 = 35,5u
Em grandezas sub-microscópicas
• Observe a massa atômica dos seguintes
  elementos químicos:

    He = 4u → massa de 1 átomo de hélio
•
    C = 12u → massa de 1 átomo de carbono

    Ca = 40u → massa de 1 átomo de cálcio
Em grandezas macroscópicas
• Consideremos os mesmos números, mas em uma
  grandeza macroscópica. Experimentalmente os
  químicos determinaram que a quantidade de átomos
  presentes nos três casos é exatamente a mesma:

  4g de He contém 6,02 x 1023 átomos de He
  12g de C contém 6,02 x 1023 átomos de C
  40g de Ca contém 6,02 x 1023 átomos de Ca

  Assim como 12 unidades é uma quantidade chamada 1
  dúzia, a quantidade 6,02 x 1023 unidades foi chamada
  de 1 mol.
Conceito de mol de número de
                 Avogadro
Tanto em laboratório como, principalmente, em escala industrial, as reações
              envolvem um grande número de moléculas.

  Um mol é a quantia de substância que possui um número de unidades
fundamentais (átomos, moléculas ou outras partículas) igual ao número de
     átomos presente em exatamente 12 g do isótopo de carbono 12.

                    Número de Avogadro: 6,023x1023.
               No sistema SI, esta unidade é o gmol (mol)

                     1 mol = 6,023 x 1023 moléculas


         Massa molar é a massa em gramas de 1 mol de átomos
Número de Avogadro
• Um mol de qualquer espécie química = 6,02 x 1023
  entidades elementares da referida espécie química.
  Por exemplo:
       1 mol de átomos = 6,02 x 1023 átomos
       1 mol de moléculas = 6,02 x 1023 moléculas
       1 mol de íons = 6,02 x 1023 íons
  O número 6,02 x 1023 é conhecido como constante de
  Avogadro.
Massa molecular
• Massa molecular de uma substância é a massa da
  molécula expressa em unidade de massa atômica (u).

• Numericamente, a massa molecular é igual a soma das
  massas atômicas (encontradas na Tabela Periódica) de
  todos os átomos constituintes da molécula.
Exemplo
• Exemplo: Calcular a massa molecular da água (H2O):

   2H = 2 x 1 = 2u
   1O = 1 x 16 = 16u
   Somando as massas: 2u + 16u = 18u

  Assim, a molécula da água tem massa molecular igual a 18u.

   No caso de substâncias iônicas, o termo massa molecular
  deve ser substituído por fórmula-massa (ou massa-
  fórmula), pois não existe molécula de substância iônica.
• Entretanto, na prática costuma-se usar a expressão massa
  molecular também nesses casos.
Massa molar

Massa molar é a massa contida em 1 mol (que contém
6,02 x 1023 unidades) de qualquer espécie química. A
unidade mais usada para a massa molar é g/mol ou g *
mol – 1.

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  • 1. Evolução dos Modelos Atômicos Marilena Meira
  • 2. Modelo grego • Demócrito (460 a 370 a.C): “A matéria deve ser formada por partículas indivisíveis, os átomos”. (A = não ; tomo = parte). ÁTOMO = não + divisível
  • 3. Tales de Mileto • O filósofo Tales de Mileto(640-546 a.C) fez algumas experiências com âmbar e descobriu que este material adquiri carga elétrica, quando é atritado com tecidos, como seda e lã. A palavra eletricidade é de origem grega, elektron, que significa âmbar(resina vegetal).
  • 4. Benjamin Franklin Benjamin Franklin em 1852 observou que existem duas espécies de cargas elétricas, chamadas por ele de carga positiva e negativa. •Cargas de sinais opostos se atraem; •Cargas de mesmo sinal se repelem.
  • 5. Modelo atômico de Dalton John Dalton (químico inglês) propôs o primeiro modelo atômico científico, em 1807. Propôs que qualquer espécie de John Dalton matéria é formada de átomos. (1766-1844) Para Dalton o átomo era rígido, indivisível, indestrutível e tinha uma forma esférica, semelhante a uma bola de bilhar.
  • 6. As bases para o modelo de Dalton • Por volta de 1785, Antoine Laurent de Lavoisier demonstrou que não há variação da massa numa reação química: A massa dos produtos é igual à soma das massas das substâncias reagentes. • Em 1799, Joseph Louis Proust descobre a lei das proporções definidas, a qual afirma que: • Uma dada substância contém seus elementos constituintes na mesma proporção.
  • 7. Teoria de Dalton • Qualquer espécie de matéria é formada por átomos. Os átomos são minúsculas partículas, que não podem ser subdivididas nem transformadas em outros átomos. • Todos os átomos de um mesmo elemento são iguais em massa, tamanho e em todas as suas propriedades, ou seja, possuem a mesma identidade química. • Átomos de elementos diferentes possuem propriedades químicas e físicas diferentes. • Um composto é constituído pela combinação de átomos de dois ou mais elementos que se unem entre si em várias proporções simples. Nessas combinações cada átomo guarda sua identidade química.
  • 8. A descoberta do elétron O Experimento de Thomson: Em 1879, J. J. Thomson, verificou a existência dos elétrons através dos raios catódicos que são um feixe de partículas carregadas negativamente que sofriam atração do pólo positivo de um campo elétrico externo.
  • 9. Descoberta do próton • Em 1886, o físico alemão Eugen Goldstein, observou feixe luminoso no sentido oposto aos dos elétrons, portanto, esses feixes deveriam ser carga elétrica positiva.
  • 10. Modelo atômico de Thomson Em 1904, Thomson, propôs um novo modelo. Admitiu que o átomo era uma esfera maciça de carga Joseph Thomson positiva, estando os eletrons (1856-1940) dispersos no seu interior. (tal como as passas num pudim). Modelo do “ Pudim de passas”.
  • 11. Modelo atômico de Rutherford Obtenção de partículas alfa
  • 12. Modelo atômico de Rutherford Rutherford (1871-1937) 1.A grande maioria dos raios α passou pela lâmina. 2. Foram poucos os raios α refletidos pela lâmina. 3. Pouquíssimos raios α passaram pela lâmina sofrendo desvio.
  • 13. Modelo atômico de Rutherford A maior parte do espaço do átomo é espaço vazio. No seu interior, existe uma pequena região central positiva (núcleo). No núcleo encontra-se a maior parte da massa do átomo. Os elétrons giram à volta do núcleo em órbitas circulares. Também conhecido como o modelo Planetário.
  • 14. Descoberta do Nêutron • James Chadwick (1932) http://www.algosobre.com.br/quimica/descoberta-das-particulas-subatomicas.html
  • 15. Propriedades das partículas sub- atômicas Partícula Massa (g) Carga Coulomb (C) Elétron 9,109383. 10-28 -1 -1,602176.10-19 Próton 1,672622. 10-24 +1 +1,602176.10-19 Nêutron 1,674927. 10-24 0 0
  • 16. Falha do modelo de Rutherford • Bohr questionou o modelo de Rutherford: de acordo com a Física Clássica uma partícula negativa ao redor de outra positiva sofreria aceleração e perderia energia. • No caso do átomo o elétron adquiriria um movimento espiralado e acabaria por se chocar com o núcleo. • Mas, como não é o que acontece, Bohr estabeleceu seus postulados para explicar que o elétron no átomo pode possuir apenas certas quantidades restritas de energia.
  • 17. Espectro descontínuo dos elementos químicos *Explicação do átomo baseado na luz emitida por alguns elementos quando aquecidos.
  • 18. Postulados de Bohr • Em um átomo são permitidas ao elétron somente algumas órbitas circulares, sendo que em cada uma ele tem energia constante. • A energia do elétron é quantizada ou seja, um elétron não pode assumir qualquer valor de energia, mas somente determinados valores (órbitas permitidas), tendo assim determinados níveis de energia ou camadas energéticas. • Um elétron localizado numa dessas órbitas não perde nem ganha energia espontaneamente.
  • 19. Postulados de Bohr • Um elétron pode receber energia de uma fonte externa somente em unidades discretas denominadas fótons. • Quando um elétron recebe um fóton de energia ele salta para uma órbita mais energética realizando um salto quântico e atingindo um estado excitado. • Quando o elétron retorna a sua órbita ele perde energia na forma de onda eletromagnética que corresponde à diferença de energia existente entre as órbitas envolvidas.
  • 20. * O átomo é formado por um núcleo e níveis de energia quantizada ( onde estão os elétrons ), num total de sete.
  • 21. Modelo atômico de Bohr Concebido, em 1913, por Bohr. (físico dinamarquês) O átomo possuí um núcleo central. Niels Bohr Os elétrons descrevem órbitas circulares em torno (1885-1962) do núcleo. Os elétrons só podem ocupar determinados níveis de energia. A cada órbita corresponde um valor de energia.
  • 22. Modelo atômico de Sommerfeld • Sommerfeld verificou que as raias estudadas por Bohr eram na verdade um conjunto de raias finas. • Sommerfeld concluiu então que um dado nível de energia era constituído por subníveis de energia.
  • 23. Evolução do modelo atômico LOUIS DE BROGLIE: demonstrou matematicamente o comportamento dualísta do elétron (partícula e onda). Equação de De Broglie: λ = h m.v h = 6,626. 10-34 J.s
  • 24. Evolução do modelo atômico HEISEMBERG: demonstrou que é impossível determinar ao mesmo tempo a posição e a velocidade do elétron (PRINCÍPIO DA INCERTEZA). OBS: desta forma os elétrons passam a ocupar regiões, onde é máxima a probabilidade de estarem (ORBITAIS) Representação simbólica da nuvem eletrônica
  • 25. Modelo atômico atual O átomo possui um núcleo central de reduzidas dimensões e uma nuvem eletrônica. No núcleo encontram-se os prótons e os nêutrons. Os elétrons encontram-se à volta do núcleo, na nuvem eletrônica. Regiões de máxima probabilidade de encontrar um elétron são denominadas de orbitais.
  • 26. Conceitos fundamentais • Núcleo muito pequeno, contendo prótons e nêutrons; • Elétrons em torno do núcleo em orbitais. • Elétrons carregados negativamente; • Prótons carregados positivamente; • Nêutrons são neutros: • Prótons e nêutrons possuem aproximadamente a mesma massa: 1,67 X 10-27 kg • Elétrons possuem massa muito menor: 9,11 X 10-31 kg
  • 27. CONCEITOS SOBRE O 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
  • 28. DISTRIBUIÇÃO ELETRONICA EM ORBITAIS: PRINCIPIO DA EXCLUSÃO DE PAULI: um orbital comporta no máximo dois elétrons com spins contrários. REGRA DE HUND: em um mesmo subnível os orbitais são preenchidos de forma a obter o maior número de elétrons desemparelhados.
  • 30. d
  • 34. SEMELHANÇA ATÔMICA ISÓTOPOS: mesmo número de prótons. ISÓBAROS: mesmo número de massa. ISÓTONOS: mesmo número de nêutrons.
  • 35. ISOELETRONICOS: mesmo número de elétrons. ÍONS: são átomos que ganharam ou perderam elétrons
  • 37. As partículas fundamentais Temos então um total de 12 leptons, 36 quarks, 12 mediadores e uma partícula de Higgs, fazendo um total de 61 partículas elementares fundamentais.
  • 38. Prótons e nêutrons são formados de quarks
  • 39. Antimatéria não é ficção • Cada partícula tem outra equivalente com massa igual e carga contrária. • Elétron de carga negativa Pósitron com carga positiva. • Próton de carga positiva Antipróton. • Os cientista já conseguiram aprisionar a antimatéria do átomo de hidrogênio por 16 minutos
  • 40. Matéria e antimatéria não coexistem. • Quando se encontram, geram uma explosão que transforma massa em energia. • A ciência acredita que ambas existiam em quantidades iguais quando ocorreu o Big Bang, mas se destruíram. • Por alguma razão, sobrou mais matéria - que se moldou e formou planetas, galáxias e estrelas
  • 41. Opostos se destroem • A explosão causada pelo encontro da matéria e da antimatéria gera raio gama - que possui 10 mil vezes mais energia que o raio solar e o raio X. • Só para ter uma ideia, 1 g de antimatéria seria capaz de abastecer a cidade de São Paulo durante 24 horas ou mover um carro por 10 mil Km.
  • 42. Pósitron para detectar tumores • A antimatéria já é utilizada em exames médicos. Um exemplo é o PET Scan - Pósitron Emission Tomography -, que utiliza antielétrons (pósitrons) para detectar tumores cancerígenos.
  • 43. Grandezas químicas: Massa atômica, massa molecular e mol
  • 44. Unidade de Massa Atômica (u ou u.m.a.) • Para medir as massas dos átomos, os químicos escolheram como padrão a massa de um átomo. • Em 1962, durante o Congresso Internacional de Química, foi escolhido o átomo de carbono 12 (12C), e a unidade usada na medida das massas atômicas passou a ser massa de 1/12 do átomo de carbono 12. • Este padrão é chamado de unidade de massa atômica.
  • 45. Unidade de Massa Atômica (u ou u.m.a.) • O carbono 12 (6C12) apresenta 6 prótons e 6 nêutrons. • Como a massa de um próton é praticamente igual a massa de um nêutron, esse carbono é constituído por 12 unidades, praticamente iguais em massa, que constituem sua massa total. Assim, a unidade de massa atômica (u ou u.m.a.) representa a massa de um próton ou de um nêutron: 1u ou 1u.m.a. = 1/12 do carbono 12
  • 46. Massa atômica • Massa atômica é a massa de um átomo expressa em u ou u.m.a. Ela indica quantas vezes a massa do átomo é maior que 1/12 da massa do carbono 12. Assim, a massa atômica do carbono 12 é igual a 12u. Por exemplo, quando dizemos que a massa do átomo 24Mg é igual a 24u, concluímos que: Massa de um átomo de 24Mg = 24 x massa de 1/12 do átomo de 12C. Massa de um átomo de 24Mg = 2 x massa de um átomo de 12C.
  • 47. Massa atômica de um elemento • Massa atômica de um elemento é a média ponderada das massas atômicas de seus isótopos constituintes. Exemplo: o elemento químico cloro é formado pelos isótopos: 17 Cl35 = 75% e 17 Cl37 = 25% Massa atômica do elemento cloro = [(35 x 75) + (37 x 25)] / 100 = 35,5u
  • 48. Em grandezas sub-microscópicas • Observe a massa atômica dos seguintes elementos químicos: He = 4u → massa de 1 átomo de hélio • C = 12u → massa de 1 átomo de carbono Ca = 40u → massa de 1 átomo de cálcio
  • 49. Em grandezas macroscópicas • Consideremos os mesmos números, mas em uma grandeza macroscópica. Experimentalmente os químicos determinaram que a quantidade de átomos presentes nos três casos é exatamente a mesma: 4g de He contém 6,02 x 1023 átomos de He 12g de C contém 6,02 x 1023 átomos de C 40g de Ca contém 6,02 x 1023 átomos de Ca Assim como 12 unidades é uma quantidade chamada 1 dúzia, a quantidade 6,02 x 1023 unidades foi chamada de 1 mol.
  • 50. Conceito de mol de número de Avogadro Tanto em laboratório como, principalmente, em escala industrial, as reações envolvem um grande número de moléculas. Um mol é a quantia de substância que possui um número de unidades fundamentais (átomos, moléculas ou outras partículas) igual ao número de átomos presente em exatamente 12 g do isótopo de carbono 12. Número de Avogadro: 6,023x1023. No sistema SI, esta unidade é o gmol (mol) 1 mol = 6,023 x 1023 moléculas Massa molar é a massa em gramas de 1 mol de átomos
  • 51. Número de Avogadro • Um mol de qualquer espécie química = 6,02 x 1023 entidades elementares da referida espécie química. Por exemplo: 1 mol de átomos = 6,02 x 1023 átomos 1 mol de moléculas = 6,02 x 1023 moléculas 1 mol de íons = 6,02 x 1023 íons O número 6,02 x 1023 é conhecido como constante de Avogadro.
  • 52. Massa molecular • Massa molecular de uma substância é a massa da molécula expressa em unidade de massa atômica (u). • Numericamente, a massa molecular é igual a soma das massas atômicas (encontradas na Tabela Periódica) de todos os átomos constituintes da molécula.
  • 53. Exemplo • Exemplo: Calcular a massa molecular da água (H2O): 2H = 2 x 1 = 2u 1O = 1 x 16 = 16u Somando as massas: 2u + 16u = 18u Assim, a molécula da água tem massa molecular igual a 18u. No caso de substâncias iônicas, o termo massa molecular deve ser substituído por fórmula-massa (ou massa- fórmula), pois não existe molécula de substância iônica. • Entretanto, na prática costuma-se usar a expressão massa molecular também nesses casos.
  • 54. Massa molar Massa molar é a massa contida em 1 mol (que contém 6,02 x 1023 unidades) de qualquer espécie química. A unidade mais usada para a massa molar é g/mol ou g * mol – 1.