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1s-l2-qui

Aqui apresentaremos um conciso resumo dos quatro módulos do segundo livro de química do 1º ano
by

Caio Ferreira

on 13 November 2012

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Transcript of 1s-l2-qui

Química - Modelos atômicos - Partículas e relações entre os átomos - A eletrosfera Modelo Atômico Por volta de 400 a.c o filósofo Demócrito se contestou sobre se quando dividíssemos o máximo possível
alguma coisa aonde chegaria.

Concluiu então que toda matéria é constituída por partículas indivisíveis, denominadas átomos,
do grego, indivisível. Primeira Ideia Evolução A química e uma ciência experimental, logo todos os modelos propostos partem de observações de fatos, repetição de experimentos e conclusões. Partículas subatômicas Descoberta do Elétron Descoberta do
Próton Em 1886, o físico Eugen Goldstein, usando
uma aparelhagem semelhante à de Thomson,
observou o aparecimento de um feixe luminoso
no sentido oposto ao dos elétrons.

Concluiu então que os componentes desse feixe deveriam apresentar carga elétrica positiva. Em 1904, o cientista Ernest Rutherford, detectou presença de partículas com carga elétrica positiva ainda menor, as quais ele denominou próton. Descoberta do
Nêutron Em1920, Chadwick constatou que a
massa dos prótons contidos no núcleo correspondia à metade da massa do mesmo.


Concluiu, então, que o núcleo deveria
conter outra partícula sem carga e com
massa aproximadamente igual a do próton.
Essa partícula é o nêutron. O experimento de Rutherford Os postulados de Bohr 1º - Os elétrons se movimentam ao redor do núcleo, seguindo trajetórias circulares denominadas de órbitas, camadas ou níveis de energia. Estas camadas foram especificadas por letras a partir da mais interna: K, L, M, N, O, P e Q. 2º – Cada órbita possui uma quantidade fixa de energia. 3º Postulado - Fornecendo energia a um átomo, um ou mais elétrons a absorvem e saltam para níveis mais afastados do núcleo. Ao voltarem às suas órbitas originais, devolvem a energia recebida em forma de luz. Massa Atômica Massa atômica é a media dos números de massa dos isótopos de um determinado elemento químico, ponderada pela ocorrência de cada um dos isótopos. Observações - Átomos isolados são eletricamente neutros, ou seja, o número de prótons é igual ao número de elétrons. - Íons são espécies que possuem carga elétrica, nesse caso, p≠e. São formados a partir de espécies neutras que ganharam ou perderam elétrons. - Número atômico indica o número de prótons presentes no átomo. Identifica os elementos químicos. - Número de massa é a soma do número de nêutrons e do número de prótons do átomo. Sendo assim, A = p + n. ânion cátion Relações entre os átomos Isótopos: São átomos que apresentam mesmo número de prótons e diferente número de massa. Isotonos: São átomos que apresentam o mesmo
número de nêutrons e diferente número de massa. Isóbaros: São átomos que apresentam mesmo
número de massa e distinto número de prótons. Espécies isoeletrônicas são espécies que
apresentam o mesmo número de elétrons. Consequentemente, átomos isótopos apresentam
o mesmo número de elétrons e são do mesmo elemento químico. A Eletrosfera No átomo, a eletrosfera é a região onde as partículas negativas (elétrons) estão inseridas. É muito maior que o núcleo de um átomo e, no entanto, muito menos densa, tendo em vista que a massa dos elétrons é desprezível. Níveis eletrônicos e nº quântico principal Também chamados de camadas. Os elétrons na eletrosfera são dispostos nos níveis e cada um
suporta um número máximo deles. Cada camada é identificada por uma letra e é associada a um número que chamamos de
número quântico principal (n). Subníveis eletrônicos e nº quântico secundário Os níveis eletrônicos são subdivido em subníveis. A exemplo dos níveis, os subníveis também tem um número máximo de elétrons que suporta e é associado a um número quântico secundário (l). Orbitais eletrônicos e nº quântico magnético Orbital representa a região onde é mais provável encontrar um elétron. Também é associado a um número, o número quântico magnético (m).
m varia no intervalo entre –l a l. Níveis eletrônicos e nº quântico principal OBS: Pode-se descobrir o subnível mais energético fazendo a soma n + l. Quanto maior a soma, mais energético e em caso de empate, o maior que tiver maior n é o mais energético. Principio da incerteza de Heisenberg Esse princípio trata de que não podemos saber a posição nem a velocidade de um elétron em certo instante, tudo que podemos saber é a região onde é provável que seja encontrado. Rotação dos elétrons e nº quântico de spin Os elétrons se encontram em constante movimento. Esse movimento é uma combinação de rotação e translação. No mesmo orbital os elétrons têm
sentidos de rotação contrários.
O sentido da rotação é caracterizado pelo número quântico de spin. Princípio de exclusão de Pauli Esse princípio trata que dois elétrons distintos não podem ter os quatro números quânticos iguais.
No caso de elétrons que ocupam o mesmo orbital,
o número quântico de spin deve ser diferente. Regra de Hund Essa regra trata que o preenchimento dos orbitais por elétrons é tal que possibilite a existência do maior número de elétrons desemparelhados possível. Sendo assim, não se completa um orbital se outro similar estiver vazio. Distribuição eletrônica em íons Semelhante a dos átomos neutro. No caso dos ânions ocorre a adição de um elétron no último subnível.
No caso dos cátions ocorre a retirada
de um elétron da última camada. Observações - Elétron de valência é aquele que está na camada mais externa do átomo, mais longe do núcleo. Apresenta o maior n. - Elétron mais energético é o último a ser escrito na distribuição eletrônica,
último subnível. - Alguns elementos apresentam irregularidades na distribuição eletrônica.


Por exemplo o Cu ( 29 elétrons) Isso é porque orbitais simetricamente preenchidos são mais estáveis.
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