Ciências Exatas – UFPR – Palotina · Teoria Atômica, Massas Atômicas e Moleculares e Íons...
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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
Prof. Isac G. Rosset - UFPR - Palotina - Ciências Exatas 2
Ciências Exatas – UFPR – Palotina
Química I - Ciências Exatas - UFPR Palotina 25/03/2015
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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
Teoria Atômica - Revisão
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
Teoria Atômica - Revisão
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
Teoria Atômica - Revisão
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
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O Átomo de Hidrogênio
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A massa atômica
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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
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� =�
��Número de mols
Um mol de água
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Íons
Positivo = átomo que perdeu elétrons Negativo = átom o que ganhou elétrons