SEI Ensina ‐ VESTIBULAR Química Principais Modelos Atômicos.
Principais Modelos Atômicos
A) Leis das Reações Químicas
A pergunta de que como são constituídos os diferentes tipos de materiais vem da Antiguidade. Demócrito, Leucipo
e Epicuro foram filósofos da Antiga Grécia que questionavam a possibilidade de que tudo que existia na natureza
na forma de mundo material (meteria) poderia ser dividida até chegar a algo que poderia se considerar indivisíveis,
estas minúsculas partículas são denominados de átomos.
A Química como ciência experimental só veio aplicar o método cientifico nos séculos XVIII e XIX e , o que no
tempo dos filósofos gregos, eram apenas idéias , passou desde então, a ter demonstração experimental, e as
conclusões desses experimentos, além de descrever uma linguagem própria para a ciência Química, também ajudou
a elucidar informações sobre a constituição da matéria.
Lei da Conservação a Matéria (Lavoisier) :
Quando num sistema fechado colocamos duas ou mais substâncias capazes de reagirem entre si,a massa total do
sistema permanece constante durante antes e depois do processo mesmo que se tenha um componente inicial.Isso
quer dizer que na natureza nada se perde e nada se cria em termos de matéria, tudo se transforma.
Observe o esquema com as reações abaixo:
Reação I:
ferro
+
oxigênio
óxido férrico
16g
Neste caso, toda a massa reagente foi
convertida integralmente em produto.
4,8g
11,2g
16g
Reação II:
ferro
+
oxigênio
óxido férrico + oxigenio
16g
1,0g
5,8g
11,2g
17g
Neste caso, mesmo com o excesso do
reagente oxigênio, a massa total dos
reagentes foi conservada em relação à massa
total do produto e do reagente em excesso.
17g
Lei das Proporções Definidas (Proust):
Numa substância pura, que apresenta propriedades físicas constantes, as massas das substâncias elementares (simples)
respeitam a uma proporção constante dada por números inteiros e pequenos.
Se pegarmos a reação I da lei anterior temos :
óxido férrico
ferro + oxigênio
Experiência
Massa de ferro
Massa de oxigênio
Massa de óxido férrico
I
11,2g
4,8g
16g
II
5,6g
2,4g
8g
III
2,8g
1,2g
4g
IV
1,4g
0,6g
2g
Algumas conclusões importantes:
1) A proporção constante entre as massas de sustâncias pode nos levar a prever as massas obtidas de produtos,
usando qualquer valor para as massas de reagentes. Essa operação é denominada de Cálculo Estequiométrico.
2) Se as massas dos elementos químicos presentes numa substância apresentam proporção constante, podemos
também garantir que percentualmente também é constante. Esta notação serviu para representar uma
substância pela sua fórmula ou composição centesimal.
www.seiensina.com.br Ensino de qualidade 24 horas no ar – www.sistemasei.com.br Página 1 11,2g
% ferro =
x100 = 70%
16g
óxido férrico
% oxigênio =
4,8g
x100 = 30%
16g
Lei das Proporções Múltiplas (Dalton)
Quando duas ou mais substâncias são formadas pela combinação dos mesmos elementos químicos, se fixarmos as
massas de um deles verifica que as massas dos outros elementos obedecem a uma proporção dada por números inteiros
e pequenos.
Os elementos enxofre e oxigênio que as combinam, dependendo das condições, podem formar o anidrido sulfuroso e o
anidrido sulfúrico conforme os esquemas abaixo:
enxofre + oxigênio
anidrido sulfuroso
3,2g
enxofre
1,6g
3,2g
+
Logo, para 3,2g de enxofre, as massas de
oxigênio obedece a uma proporção de 2:3
oxigênio
anidrido sulfúrico
2,4g
4,8g
3,2g
B) O Modelo Atômico de Dalton:
Com essas leis, Dalton pode concluir:
1) Toda a matéria é formada por pequenas partículas indivisíveis denominadas átomos.
2) Átomos de um mesmo elemento são, a princípio, idênticos quanto a sua massa.
3) Átomos de elementos diferentes são, a princípio, diferentes quanto as suas massas.
4) Átomos de mesmo elemento formam as substâncias simples.
5) Átomos de elementos diferentes formam as substâncias compostas
Dalton, estudando a Teoria Atômico-Molecular (Avogadro), conseguiu, de forma pioneira, estabelecer uma escala entre
as massas de amostra de diversos elementos conhecidos em sua época. Essa escala evoluiu para o que hoje chamamos
de tabela de massas atômicas.
Com a introdução do conceito de mol, decorrente dos trabalhos de Avogadro, foi possível determinar a massa molar das
substâncias como também às fórmulas mínimas (ou empíricas) e as fórmulas brutas (ou moleculares) das substâncias.
Exemplo: Óxido Férrico:
70%
número demols =
de ferro
número demols =
de oxigênio
56
30%
16
= 1,25
1,25
= 1
2
átomos de ferro
massa atômica
do ferro
= 1,875
óxido férrico
1,25
= 1,5
Fe2O3
3
átomos de oxigênio
massa atômica
do oxigênio
C) As Partículas Carregadas do Átomo.
O final século XIX marca a descoberta dos fenômenos elétricos e, consequentemente, se colocou em dúvida a
indivisibilidade do átomo apresentada por Dalton. Algumas observações que levaram a esse questionamento:
1) A decomposição de substância pela passagem da corrente elétrica (eletrólise) realizada por Faraday.
2) A condução de corrente elétrica em líquidos e a associação desse fenômeno à partículas carregadas(‘pedaço de
átomos”) denominadas de íons realizada por Arrhenius.
3) A condução de corrente elétrica nos gases em baixa pressão que resultou na descoberta do elétron (Experiência
dos Raios Catódicos) e a descoberta dos prótons
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Página 2
D) A Descoberta do Elétron (Experiência com Raios Catódicos).
J.Thomson em 1897 montou uma aparelhagem que além de confirmar a condução de eletricidade nos, gases, fato
inaceitável até então, culminou na descoberta do elétron, partícula do átomo de carga negativa.
Observações e experiências feitas por Thomson com os raios catódicos:
Observações
Visualização
Conclusões
Quando o gás no interior do tudo de
vidro está numa pressão muito baixa
verifica-se uma luminescência que se
desloca do catodo para o anodo (raios
catódicos).
Os raios catódicos são partículas ou
ondas emitidas pelo material que
constitui o catodo que são atirados
para o anodo.Ao passa pelo gás eles
promovem a ionização dos átomos do
gás emitindo luz.
Quando colocamos um pequeno cata
vento impedindo a trajetória dos raios
catódicos, percebeu-se o giro deste.
Os raios catódicos são de fato
constituídos de partículas que
transferiu a sua energia cinética para
o cata vento.
Quando colocamos um campo elétrico
em posição perpendicular à trajetória
dos raios catódicos verificamos que
esses sofrem desvio para a placa
positiva do campo.
Os raios catódicos são constituídos
de partículas de carga negativa.
E) A Descoberta do Próton (Experiência com Raios Canais).
Goldstein percebeu que nos tubos de raios catódicos um outro raios também era emitidos pelo anodo(raios canais).Esses
raios são formados por partículas positivas.Utilizando o hidrogênio como gás, o elemento mais simples conhecido,
Goldstein concluiu que esses raios apresentam características semelhantes aos raios catódicos a exceção da carga
positiva.
Carga do próton (em coulombs)
+1,602x10-19C
Carga do elétron (em coulombs)
-1,602x10-19C
Entre do Youtube e digite raios catódicos. Lá você
vai verificar vídeos sobre a experiência de
Thomsom!!!!!!!!!!!
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Página 3
F) O Modelo Atômico de Thomson.
G) A Radioatividade
Em 1896 Henri Becquerel verificou que os minerais constituídos de sais de urânio emitiam no escuro uma
luminescência que era capaz de sensibilizar o negativo para fotografias.Esses raios também apresentavam a capacidade
de ionizar determinados meios que apresentavam um determinado gás.Marie Curie conseguiu associar essas
propriedades a determinados elementos como o urânio, denominou o fenômeno de radioatividade quando descobriu o
elemento Rádio além do Polônio.Rutherford esclareceu afirmando que as emissões radioativas são formadas pelas
partículas alfa,de carga positiva, das partícula beta, de carga negativa e das radiações gama que são ondas
eletromagnéticas.
Entre do Youtube e digite Radioatividade. Lá
existem muitos vídeos explicativos!!!!!!!!!!!
H) O Modelo Atômico de Rutherford
A Experiência de Rutherford:
Rutherford bombardeou uma finíssima folha de ouro com partículas alfa , Rutherford percebeu que a maioria dessas
partículas ultrapassava a folha como se o átomo fosse um grande espaço vazio.As poucas partículas que sofreram
deflexão revelou que o átomo possuía uma pequena região maciça denominada núcleo.Algumas partícula ultrapassava a
folha sofrendo um leve desvio, esse fato levou Rutherford concluiu que o núcleo era dotado de carga positiva.
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Página 4
I) Descoberta do Nêutron
A medida da relação carga-massa para o núcleo levou o cientista Millikan a desconfiar que esse apresentasse uma
partícula sem carga além dos prótons. Com as reações nucleares Chadwick conseguiu finalmente isolar a partícula
denominada de nêutron.
J) As Partículas Fundamentais do Átomo:
Partícula
Carga Relativa
Elétron
-1
Próton
+1
Nêutron
0
Massa Relativa
1/1837
1
1
Raio
1,4.10-13cm
1,5.10-16cm
----------
Raio do átomo = 104(raio do núcleo)
J) Conceitos Decorrentes do Modelo de Rutherford.
Número Atômico(Z) :
É dado pelo número de prótons existentes no núcleo do átomo.
Número de Massa (A):
É o somatório do número de prótons com o número de nêutrons encontrados no núcleo do átomo.
Representação de um átomo:
Ex:Cloro-35
A
Z
35
E
17
Cl
Massa Atômica de um átomo (MA):
É o número de vezes em que a massa de um átomo é maior do a unidade de massa atômica(u)
1u = 1/12 da massa do átomo de carbono-12 = 1,66 x 10-24g
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Página 5
Por exemplo: A massa atômica do cloro-35 é igual a 34,9985u, ou seja, esse átomo é 34,9985 vezes maior do que
1/12 da massa do carbono-12.Logo, sua massa é igual a 34,9985 x 1,66 x-24g.
Isótopos: São átomos pertencentes a um mesmo elemento químico que apresentam o mesmo numero atômico e
números de massas diferentes.
Ex: Isótopos do Cloro
37
35
17
Cl
17
75%
Cl
25%
abundâncias
naturais
Massa Atômica de um elemento químico (MA):
É a media aritmética ponderada entre as massas atômicas de todos os isótopos do elemento em questão tendo como
pesos de cálculo as abundâncias percentuais de cada isótopo na natureza.
Ex: Elemento Cloro na Classificação Periódica:
número
atômico
17
Cl
massa
atômica
35,5
(35)x(75)+(37)x(25)
100
Isóbaros: São átomos de elementos químicos diferentes que apresentam o mesmo numero de massa e números
atômicos diferentes.
40
40
Ar
18
Ca
20
Isótonos: São átomos de elementos químicos diferentes que apresentam o mesmo numero de nêutrons e números
atômicos e de massas diferentes.
12
11
5
B
C
6
Obs. Os átomos e as moléculas são espécies eletricamente neutras. Isso quer dizer que o número total de prótons
existentes na espécie deve igual ao numero total de elétrons. Quando o número total de prótons é diferente do
numero total de elétrons, a espécie é denominada de íon. Os íons positivos são denominados de cátions e os íons
negativos são denominados de ânions.
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Página 6
23
Na
átomo de sódio-23
11
31
átomo de fósforo-31
15
P
11p
12n
11e
molécula de água contruída pelos
átomos de hidrogênio-1 e oxigênio-16
Na
cátion monovalente
de sódio-23
11
31 3-
15p
16n
15e
molécula de amônia contruída pelos
átomos de hidrogênio-1 e nitrogênio-14
+
23
ânion trivalente
de fósforo-31
15
P
11p
12n
10e
15p
16n
18e
NH3
10p
7n
10e
cátion amônio contruído pelos
NH4+
átomos de hidrogênio-1 e nitrogênio-14
H2O
10p
8n
10e
ânion hidroxila contruídoa pelos
átomos de hidrogênio-1 e oxigênio-16
11p
7n
10e
1-
HO
9p
8n
10e
K) Modelo Atômico de Bohr.
Contradição à Teoria de Rutherford:
O modelo atômico de Rutherford admitia, pela Física Clássica, que o elétron ao emitir luz perdesse energia,
consequentemente sua velocidade iria diminuir e para voltar a ter a mesma energia de antes seria necessário se
aproximar do núcleo. Como esse fenômeno deveria ocorrer continuamente, o elétron acabaria por descrever uma
trajetória espiralada até colidir com o núcleo, o que seria uma contradição.
A Física Quântica surgiu exatamente para desfazer esse paradoxo. A fim de tornar mais simplificado o nosso
objetivo, vamos precisar de alguns conceitos básicos que são extrema importância:
Natureza Eletromagnética da Luz
Na própria Física Clássica admite que a luz seja uma onda eletromagnética, e como toda onda dessa natureza, sua
propagação se dá de forma que o campo elétrico e o campo magnético estão posicionados perpendicularmente.
Alguns conceitos básicos:
Comprimento de Onda (λ) – é a menor entre dois pontos atingidos pelas ondas e que se acham em concordância de fase.
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Página 7
Período(T) – é o tempo gasto para a passagem de uma oscilação da onda.Por exemplo, se jogarmos continuamente
pedras num lago, o período seria o intervalo de tempo compreendido entre o arremesso de duas pedras.
Frequência(f) – é o número de oscilações num dado intervalo de tempo. No exemplo citado anteriormente, seria o
número de pedras que são arremessadas no lago em um minuto, por exemplo.
Velocidade da Onda(v) – é a razão entre o comprimento de onda e o período. A luz apresenta uma velocidade constante
quando se propaga no vácuo igual a 3,0x 108ms-1.
Equações Importantes:
f =
1
T
λ=
λ = v.T
v
f
λ=
c
f
λ = c.T
onde c é a velocidade da luz no vácuo(3,0 x 108 msEfeito Fotoelétrico (Início da interpretação Quântica) – A quantidade de energia absorvida ou emitida por um elétron
pode ser quantizada, ou seja, ela de ser tratada na forma de “pacotes” de energia denominados de quantum. Um
quantum de energia é dado pela equação:
E=hxf
onde h é a constante de Planck(6,62 x10-34 J x s)
e f é a frequência em s-1.
Quando a luz branca passa por um prisma seus comprimentos de onda podem ser separados em suas diversas
freqüências sustentando assim a idéia quantizada da luz.
Fazendo uma experiência idêntica, porém usando uma ampola contendo gás hidrogênio excitado por uma fonte de alta
voltagem regulável , Bohr obteve o seguinte resultado:
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Expandindo para outros elementos:
Com isso, Bohr pode propor os seguintes postulados:
1) Os elétrons giram em torno do núcleo em órbitas energéticas circulares denominadas de níveis de energia.
Quanto maior é a distancia de um nível de energia do núcleo do átomo, maior será a sua energia.
2) O distanciamento de um elétron do núcleo só pode ocorrer quando este absorve um quantum de energia dado
pela variação da quantidade de energia entre os dois níveis transitados.
3) A aproximação de um elétron do núcleo só pode ocorrer quando este libera um quantum de energia, em forma
de luz, dado pela variação da quantidade de energia entre os dois níveis transitados.
O exame mais detalhado de cada raia do espectro estudado por Bohr feito por Sommerfeld fez com que esse cada
nível de energia seria formado por “subníveis” de energia com órbitas tendendo para a forma elíptica.
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Página 9
Princípio da Incerteza de Heisenberg
Jamais poderemos determinar simultaneamente a posição
de uma partícula e a sua velocidade num dado instante.
Desta forma, concluímos que de fato o elétron só pode ser localizado numa região do espaço de maior probabilidade
denominada orbital.
Números Quânticos possíveis:
Princi
pal (n)
Localiz
ao
elétron
em seu
nível
de
energia
n
1(K)
2(L)
3(M)
4(N)
Secundário(l)
Magnético(m)ou
(ml)
Localiza o
elétron em seu
subnível de
energia
Localiza o elétron
em seu orbital
Representação esquemática
dos orbitais
Spin(s) ou (ms)
Avalia o movimento de
rotação do elétron
l
0
1s2
0
0
2s2
0
1
2p6
-1,0,+1
0
1
3s2
3p6
0
-1,0,+1
2
3d10
-2,-1,0,+1,+2
0
1
2
4s2
4p6
4d10
0
-1,0,+1
-2,-1,0,+1,+2
4
4f14
-3,-2,-1,0,+1,+2,+3
(-1/2)
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(+1:2)
Página 10
Diagrama de Pauling e a Distribuição Eletrônica.
Distribuição Eletrônica do átomo de cloro (z=17)
a) Por subníveis:
subnível
de maior energia
1s22s22p63s23p5
b) Por camadas
M
L
K
camada
de valência
Cl
c)
Por orbitais
1s2
2s2
2p6
3s2
3p5
d) Números Quânticos Para o Elétron Diferenciador
3p5
n=3 ; l=1 ; m=0 ; ms=-1/2
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Quântica. Lá existem muitos vídeos
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