04-05-2019 1 1.1 Modelo atómico 2 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) Á TOMO = não + divisível 1 2
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1.1 Modelo atómico - fisicaquimicaweb.com Modelo atomico.pdf · 04-05-2019 2. 3. História do modelo atómico. 1.1 Modelo atómico. Modelo atómico de Dalton. Baseado nas “Leis
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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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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
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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.