Leucipo e Demócrito (400 a.c.) Atomistas

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1 1.1 Modelo atómico 1 Modelo Grego Leucipo e Demócrito (400 a.c.) Atomistas Sustentavam a ideia que toda a matéria era descontínua e formada por partículas muito pequenas e indivisíveis os átomos. (A = não ; tomo = divisão) ÁTOMO = não + divisível 2 2 1

2 Modelo atómico de Dalton Baseado nas Leis Ponderais (1808) (Lei de Lavoisier ou lei da conservação das massas, lei de Proust ou lei das proporções constantes, ) Esfera maciça; Indivisível; Indestrutível; Perpétuo; Sem carga elétrica. ( ) Modelo da Bola de Bilhar o átomo é como uma pequena esfera sólida. 3 3 Modelo Atómico de Thomson Em 1897, Thomson, propôs um novo modelo, após a descoberta do eletrão. Admitiu que o átomo era uma esfera maciça de carga positiva, estando os eletrões dispersos no seu interior. (tal como as passas num pudim). Esfera maciça; Divisível; Indestrutível; Perpétuo; Joseph Thomson ( ) Com carga elétrica. (positiva e negativa) Modelo do Pudim de passas 4 4 2

3 Modelo atómico de Rutherford No início do século XX, o cientista Ernest Rutherford realizou uma experiência onde bombardeou com partículas α uma delgada lâmina de ouro (tendo cerca de átomos de espessura) e observou que: as partículas α, na sua maioria, atravessavam a lâmina de ouro sem sofrer desvio; algumas partículas α sofriam pequenos desvios ao atravessar a lâmina; um número muito menor de partículas α vinha para trás sem atravessar a lâmina. Partículas que voltam para trás Fonte de Partículas α Folha de ouro Partículas que não sofrem desvio Partículas que se desviam Fig. 1 Experiência de Rutherford 5 Experiência de Rutherford 6 6 3

4 Modelo atómico de Rutherford As partículas α atravessavam a lâmina sem se desviarem. A maior parte do átomo seria espaço vazio As partículas α eram desviadas devido a repulsão. Se chocavam frontalmente com ela, voltavam mesmo para trás. A existência de uma zona central muito pequena, com carga positiva, onde estaria concentrada toda a sua massa Isto levou Rutherford a imaginar os átomos constituídos por: um núcleo muito pequeno, com carga positiva, onde se concentra toda a massa do átomo; eletrões, com carga negativa, movendo-se em volta do núcleo, tal como os planetas se movem em volta do Sol. eletrões Primeiro modelo nuclear de átomo. Núcleo 7 7 Modelo planetário de Ernest Rutherford 1911 Rutherford, fez uma analogia com o movimento dos planetas em torno do Sol. Modelo Planetário Introduziu o conceito de núcleo atómico. Núcleo e eletrosfera Núcleo pequeno e denso Rutherford ( ) Neozelandês Eletrosfera de a vezes maior que o núcleo e vazia

5 Modelo atómico de Bohr Em 1913, o físico dinamarquês Niels Bohr completou o modelo de Rutherford com as seguintes ideias: os eletrões movem-se à volta do núcleo em órbitras circulares, a distâncias bem definidas do núcleo; a cada órbita corresponde um determinado valor de energia; os eletrões com mais energia movem-se em órbitas mais afastadas do núcleo, os que têm menos energia movem-se em órbitas mais próximas do núcleo. 1ª órbita 2ª órbita núcleo 3ª órbita Energia crescente Surgiu assim um modelo planetário de átomo. 9 9 Modelo da nuvem eletrónica Modelo aceite atualmente Os eletrões dos átomos movem-se sem órbitas definidas e com velocidade elevadíssima. Por isso, não é possível dizer onde estão os eletrões num certo instante. Apenas se pode falar na probabilidade de os encontrar à volta do núcleo. A zona de grande probabilidade de encontrar os eletrões chama-se nuvem eletrónica. Nuvem eletrónica Núcleo

6 Constituição dos átomos núcleo Responsável pela massa do átomo Protões - carga + m p =1,673 x g Neutrões - sem carga m n =1,675 x g Nuvem eletrónica Eletrões carga negativa m e =9,11 x g Fig. 2 Átomo O átomo é eletricamente neutro N.º de eletrões = N.º de protões Número atómico e número de massa O número de protões existentes no núcleo dos átomos de um elemento chama-se número atómico, representa-se pela letra Z e caracteriza o elemento químico. O número total de partículas existentes no núcleo dos átomos, que corresponde à soma dos protões e dos neutrões, chama-se número de massa. Representa-se pela letra A. Número de massa Número atómico A X Z A = Z + N Número neutrões Número atómico Número de massa

7 Isótopo de um elemento Os isótopos de um elemento têm: o mesmo número atómico Z; diferente número de massa A, pois o número de neutrões N é diferente. Cloro-35 Cloro Cl 37 Cl protões 18 Neutrões 17 protões 20 Neutrões 17 eletrões 17 eletrões Massa dos átomos Como a massa dos átomos é muito pequena para a exprimirem, os químicos comparam-na com um padrão adequado. O padrão é a duodécima parte da massa do átomo de carbono-12, a que se atribui o valor unitário da massa atómica, 1 u. Massa de 12 C 1 12 da massa de 12 C = 1 u Este número indica quantas vezes a massa do átomo é maior do que a massa do padrão e chama-se massa relativa do átomo

8 Massa atómica relativa dos elementos Quando um elemento tem isótopos, a massa atómica relativa, A r do elemento corresponde a uma média das massas relativas dos seus isótopos, que tem em conta as suas abundâncias na Natureza. Isótopo Massa isotópica relativa Abundância (%) 14 7N 14,003 99,3 15 N 15,000 0,7 7 A r N = massa percentagem + massa percentagem 14 7N 15 7N A r N = 14,003 99,3 0,7 + 15, A r N = 14, Iões monoatómicos: representação evidenciando Z e A Quando um átomo perde ou ganha eletrões, transforma-se num ião. A X Z carga A carga do ião é igual à diferença entre o número de eletrões do átomo e do ião. Átomo de cloro 35 Cl eletrões Ganhou 1 eletrão Ião cloreto 35 Cl eletrões 17 protões 18 Neutrões (N = A Z = 35 17) 18 eletrões (17 do átomo +1)

9 Síntese Modelos atómicos Dalton Thomson Rutherford Bohr Nuvem eletrónica Átomo indivisível Cargas negativas dispersas numa massa positiva Os eletrões movem-se em torno do núcleo positivo Os eletrões movem- -se em torno do núcleo em órbitas circulares Há regiões do espaço onde é maior a probabilidade de encontrar um eletrão Os átomos são constituídos por um núcleo com protões e neutrões e um espaço à volta do núcleo, onde se movem os eletrões. A massa do protão é praticamente igual à do neutrão e muito maior do que a do eletrão. A massa de um átomo está praticamente concentrada no núcleo Síntese A carga do protão é +1, a do eletrão é -1 e o neutrão não tem carga. O número de protões é característico dos átomos de cada elemento químico e chama-se número atómico, Z. A soma dos protões e neutrões de um átomo chama-se número de massa, A. Cada tipo de átomos é caracterizado por um número atómico e um número de massa, e pode representar-se por: A Os isótopos de um elemento são átomos que têm igual número atómico, Z, mas diferente número de massa, A, pelo que têm massa diferente. A massa relativa de um isótopo ou massa isotópica relativa indica-se apenas por um número, sem unidades, em relação a um padrão estabelecido que é 1 12 da massa de 12 C Z X

10 Síntese Chama-se massa atómica relativa de um elemento A r à média das massas relativas dos seus isótopos, tendo em conta a sua abundância na Natureza. Indica-se apenas por um número. Os átomos transformam-se em iões monoatómicos quando perdem ou ganham eletrões, sendo: carga do ião = n.º de eletrões do átomo n.º de eletrões do ião. Os iões monoatómicos podem representar-se por: A X Z carga TPC 1. Verifica se sabes, página 205 e seguintes. Exercícios que ficarem por fazer