04-05-2019

1

1.1 Modelo

atómico

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História do modelo atómico

1.1 Modelo atómico

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

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História do modelo atómico

1.1 Modelo atómico

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.

(1766 – 1844)

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História do modelo atómico

1.1 Modelo atómico

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).

Joseph Thomson(1856-1940)

“Modelo do Pudim de passas”

• Esfera maciça;

• Divisível;

• Indestrutível;

• Perpétuo;

• Com carga elétrica. (positiva e negativa)

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História do modelo atómico

1.1 Modelo atómico

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 10 000 átomos de espessura) e observou que:

Fig. 1 | Experiência de Rutherford

um número muito menor de

partículas 𝛂 vinha para trás sem

atravessar a lâmina.

Fonte de Partículas α

Partículas que não sofrem desvio

Folha de ouro

Partículas que voltam para trás

Partículas que se desviam

as partículas α, na sua maioria,

atravessavam a lâmina de ouro sem sofrer desvio;

algumas partículas 𝛂 sofriam

pequenos desvios ao atravessar a lâmina;

1871-1937

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Experiência de Rutherford

1.1 Modelo atómico

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História do modelo atómico

1.1 Modelo atómico Modelo atómico de Rutherford

Primeiro modelo nuclear de átomo.

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

Núcleo

As partículas α atravessavam a

lâmina sem se desviarem.

A maior parte do átomo seria espaço vazio

A existência de uma zona central muito pequena, com carga positiva, onde estaria concentrada toda a sua massa

As partículas α eram desviadas

devido a repulsão.

Se chocavam frontalmente com ela, voltavam mesmo para trás.

Isto levou Rutherford a imaginar os átomos constituídos por:

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História do modelo atómico

1.1 Modelo atómico

Modelo planetário de Ernest Rutherford 1911

• Núcleo e eletrosfera

• Núcleo pequeno e denso

• Eletrosfera de 10 000 a 100 000 vezes

maior que o núcleo e vazia.

Rutherford(1871-1937)Neozelandês

Rutherford, fez uma analogia

com o movimento dos planetas

em torno do Sol.

Introduziu o conceito de núcleo

atómico.“Modelo Planetário”

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8

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História do modelo atómico

1.1 Modelo atómico

Modelo atómico de Bohr

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.

Surgiu assim um modelo planetário de átomo.

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;

1885-1962

núcleo

1ª órbita

2ª órbita

3ª órbita Energia crescente

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História do modelo atómico

1.1 Modelo atómico

Modelo da nuvem eletrónica

Apenas se pode falar na probabilidade de os encontrar à volta do núcleo.

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.

A zona de grande probabilidade de encontrar os eletrões chama-se

nuvem eletrónica.

Núcleo

Nuvem eletrónica

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Constituição dos átomos

1.1 Modelo atómico

núcleo

Responsável pela massa do átomo

Protões - carga +

Neutrões - sem carga

Nuvem eletrónica Eletrões – carga negativa

O átomo é eletricamente neutro N.º de eletrões = N.º de protões

Fig. 2 | Átomo

me=9,11 x 10-28 g

mp=1,673 x 10-24 g

mn=1,675 x 10-24 g

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Número atómico e número de massa

1.1 Modelo atómico

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.

XA

Z

Número de massa

Número atómico

A = Z + N

Número de massa

Número atómico

Número neutrões

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Isótopo de um elemento

1.1 Modelo atómico

diferente número de massa A, pois o número de neutrões N é diferente.

Os isótopos de um elemento têm:

o mesmo número atómico Z;

Cloro-35 Cloro-37

Cℓ17

35 Cℓ17

37

17 eletrões

17 protões

18 Neutrões

17 eletrões

17 protões

20 Neutrões

14

Massa dos átomos

1.1 Modelo atómico

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 12C

1

12da massa de 12C

= 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.

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Massa atómica relativa dos elementos

1.1 Modelo atómico

Quando um elemento tem isótopos, a massa atómica relativa, Ar 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 (%)

714N 14,003 99,3

715N 15,000 0,7

𝐴r N = 𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 × 𝑝𝑒𝑟𝑐𝑒𝑛𝑡𝑎𝑔𝑒𝑚 +𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 × 𝑝𝑒𝑟𝑐𝑒𝑛𝑡𝑎𝑔𝑒𝑚

𝐴r N = 14,003 ×99,3

100+ 15,000 ×

0,7

100↔ 𝐴r N = 14,01

714N 7

15N

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Iões monoatómicos: representação evidenciando Z e A

1.1 Modelo atómico

Quando um átomo perde ou ganha eletrões, transforma-se num ião.

XA

Z

carga A carga do ião é igual à diferença entre o

número de eletrões do átomo e do ião.

Cℓ17

35

Átomo de cloro

17 eletrões

Cℓ17

35 -1

Ião cloreto

18 eletrões

Ganhou 1 eletrão

17 protões18 Neutrões (N = A – Z = 35 – 17)18 eletrões (17 do átomo +1)

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Síntese

1.1 Modelo atómico

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.

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Síntese

1.1 Modelo atómico

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:

XA

Z

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

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12da massa de 12C

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Síntese

1.1 Modelo atómico

Chama-se massa atómica relativa de um elemento Ar 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:

XA

Z

carga

1. Verifica se sabes, página 205 e seguintes. Exercícios que ficarem por fazer.

TPC

1.1 Modelo atómico

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