Ciências Exatas – UFPR – Palotina · Teoria Atômica, Massas Atômicas e Moleculares e Íons Prof. Isac G. Rosset Aula 3 Prof. Isac G. Rosset - UFPR - Palotina - Ciências Exatas

Química I - Ciências Exatas - UFPR Palotina 25/03/2015

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Ministério da EducaçãoUniversidade Federal do ParanáSetor Palotina

Teoria Atômica, Massas Atômicas e Moleculares e Íons

Prof. Isac G. Rosset

Aula 3

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Ciências Exatas – UFPR – Palotina


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Em 430 a.C, Leucipo formula a primeira teoria científica

sobre a composição da matéria.

Em 400 a.C, Demócrito confirma esta teoria de que a matéria é

constituída por partículas minúsculas e indivisíveis:

Átomo

AS PRIMEIRAS IDÉIAS SOBRE A COMPOSIÇÃO DA MATÉRI A

(384 a.C. - 322 a.C.)

Aristóteles acreditava que a matériaera contínua e composta por:

O Modelo de Demócrito permaneceu na sombra durante mais de 20 séculos...

Ar Água

Terra Fogo

Aristóteles rejeita o modelo de Demócrito


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John Dalton nasceu em 6 DE SETEMBRO de 1766 e faleceu em 27 de julho de 1844 na Inglaterra.

O PRIMEIRO MODELO

J. J. THOMSON (1856 - 1940)


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A matéria é constituída de diminutas partículas amontoadascomo laranjas.

Para DALTON

Teoria de Dalton - 100% aceita??? NÃO!!

Conclusão : Átomos se desintegram!! - Existência de partículas subatômicas.

1833- Faraday - Mesma quantidade de corrente

quantidades diferentes depositadas de metais diferentes

Semelhantemente: partícula fundamental de um elemento - átomo

Partícula fundamental de eletricidade - elétron

Teoria Atômica - Revisão


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• Em 1897, Josef J. Tompson desenvolveu um modelo atômico, denominado Modelo do pudim de passas .

• Ele concluiu que as partículas negativas demonstradas no experimento de Crookes, os elétrons, eram muito menores que os átomos que a continham, provando assim que os átomos não era indivisível

Átomo de Thomsom

• Para Thomson cada átomo seria: uma esfera com carga elétrica positiva e as partículas negativas os elétrons em volta


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Esquema da Experiência de Rutherford (1911)

Modelo Atômico de Rutherford (1911)

Observando as cintilações na tela de ZnS, Rutherford verificou quemuitas partículas "alfa" atravessavam a lâmina de ouro, sem sofreremdesvio, e poucas partículas "alfa" sofriam desvio. Como as partículas"alfa" têm carga elétrica positiva, o desvio seria provocado por umchoque com outra carga positiva, isto é, com o núcleo do átomo,constituído por prótons.


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O modelo atômico de Rutherford "modelo planetário"


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Raios Catódicos


Thomson - 1887

Relação carga/massa do elétron-1,76 x 108 C/g

Elétron Carga -1,60 x 10-19 CMassa 9,09 x 10-28 gAtual 9,1093897 x 10-28


Millikan - 1909

Raios Canais PrótonMassa 1,672623 x 10-24 g

Chadwick - 1932 NêutronMassa 1,6749286 x 10-24 g


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Raios canais

Carga e massa do elétron


Avaliou as idéias de Thomson

Rutherford - 1910

Átomo - Núcleo e elétronsraio do núcleo - ca. 0,001pm (10-12m)raio do átomo - 100pm

Átomos e íons!!

Geiger e Marsden


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Estrutura eletrônica dos átomosPropriedades são dependentes da distribuição dos elétrons

Elementos

Radiação eletromagnética

Espectro eletromagnético


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E = h c/λ E= hνν − freqüência – número de ciclos por segundo λ − Comprimento de onda – pico a pico ou valea valeh- Constante de Planck – 6,6261 x 10-27 erg.sc- Velocidade da luz – 3,00 x 108m/s

ν = c/λ

Exemplo:Qual a freqüência da luz amarela (λ = 625 nm)

ν = 3,00 x 108m/s = 4,80 x 1014 s-1 (Hz) 625nm x 10-9 m

1 nm

Exemplo

Radiação eletromagnética

Espectro eletromagnético

Espectro de emissão


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Espectros de emissão (linhas)

Balmer e Rydberg Equação de

Rydberg

Cálculo dos comprimentos de onda das linhas doespectro

1/λ = RH (1/n12 - 1/n2

2) onde RH = 109,678 cm-1

n2 > n1

Exemplo:

Espectro de Hidrogênio Considerando n1= 2 e n2 =41/λ = 109,678 cm-1 (1/22 - 1/42)1/λ = 2,056 x 104 cm-1

λ = 4,864 x 10-5 cmAnálise dimensionalλ = 4,864 x 10-5 cm x 10-2 m x 1nm

1 cm 10-9 mλ = 486,4 nm Cor verde


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Espectros de emissão Hidrogênio

Espectros de emissão Hidrogênio

R = 1,097 x 107 m-1


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O significado dos espectros de linhasO átomo excitado perde energia que não é arbitráriaA Eelétron é quantizada

Fundamento das teorias de estrutura eletrônica dos átomos

1o. Modelo Teórico Niels Bohr - 1913

Elétrons ao redor do núcleo - órbitasE = -b/n2 b= 2,18 x 10-18 JCalcular a energia do elétron em qualquer órbita


O Átomo de Hidrogênio


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A massa atômica


A massa atómica de um elemento químico é a média , cuja ponderação é a ocorrência. A massado átomo de um dado isótopo é o seu número de massa expresso em unidade(u).

Por exemplo há dois isótopos conhecidos do Cloro, sendo eles o Cloro-35 e o Cloro-37. Oprimeiro, com massa atómica de 34,9689 u tem uma ocorrência na natureza em torno de 75,77%,enquanto que o outro isótopo, de massa 36,96590 u, tem uma ocorrência de 24,23%. Dito deoutra forma, qualquer amostra de átomos de Cloro será átomos de Cloro-37. Sendo assim, amassa atómica do elemento Cloro é


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A massa molecularA massa molecular de uma substância é a massa de uma molécula d essasubstância relativa à unidade de massa atômica u (igual a 1/1 2 da massa do isótopocarbono-12, 12C). Formalmente deve ser chamada massa molec ular relativa devidoa esta relação.

Exemplo para uma substâncias composta:

Massa molecular da água = 18,015 u;Massa molar da água = 18,015 g/mol;Massa de uma molécula de água = 2,99 x10-23 g;

Soma das massas dos prótons+nêutrons de todos os componentes


� =�

��Número de mols

Um mol de água


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Íons

Positivo = átomo que perdeu elétrons Negativo = átom o que ganhou elétrons

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