quarta-feira, 13 de junho de 2012

Diagrama de Pauling

O diagrama de Linus Pauling ou diagrama de Pauling é um diagrama feito pelo químico estadunidense Linus Carl Pauling para auxiliar na distribuição dos életrons pelos subniveis da eletrosfera.
Os subníveis são designados por letras: s (sharp = nítido), p (principal), d (diffuse = difuso), f (fundamental).

Distribuição eletrônica


Diagrama de Linus Pauling.
  • A camada K é composta pelo subnível s;
  • A camada L é composta pelos subníveis s e p;
  • A camada M é composta pelos subníveis s, p e d;
  • A camada N é composta pelos subníveis s, p, d e f;
  • A camada O é composta pelos subníveis s, p, d e f;
  • A camada P é composta pelos subníveis s, p e d;
  • A camada Q é composta pelos subníveis s e p.

Número máximo de elétrons em cada subnível

  • s - 2 elétrons
  • p - 6 elétrons
  • d - 10 elétrons
  • f - 14 elétrons
  • g - 18 elétrons
O diagrama é representado assim:
  • K 1s2
  • L 2s2 2p6
  • M 3s2 3p6 3d10
  • N 4s2 4p6 4d10 4f14
  • O 5s2 5p6 5d10 5f14
  • P 6s2 6p6 6d10
  • Q 7s2 7p6
A ordem do diagrama que se lê é: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s2, 4f14, 5d10, 6p6, 7s2, 5f14, 6d10, 7p6.

segunda-feira, 9 de abril de 2012

Substância química e sua classificação.

Substâncias

Uma substância é qualquer espécie de matéria formada por átomos de elementos específicos em proporções específicas. Cada substância possui um conjunto definido de propriedades e uma composição química. Elas também podem ser inorgânicas ou orgânicas.

Classificação

A substância que é formada por átomos de um único elemento químico é denominada substância simples. Exemplos:


Uma substância composta por mais de um elemento químico, numa proporção determinada de átomos, é denominada substância composta. Exemplos:

As fórmulas químicas heteronucleares destas substâncias podem apresentar como unidades estruturais compostos moleculares, no qual a unidade estrutural é a molécula, e compostos iónicos, em que a unidade estrutural é um conjunto de íons positivos e negativos mais simples.

  Por: Yoshiaki Ito.

Isótopos, Isóbaros e Isótonos

A descoberta dos isótopos:

1913 – J.J. Thomson observou que gases quimicamente puros apresentam valores distintos para a relação carga/massa(q/m) e que para um mesmo gás essa relação é constante.

Aperfeiçoando as técnicas de medição, Thomson observou um fato notável: o neônio, um gás de massa 20,2, comportava-se como uma mistura de gases de massas 20 e 22, pois apareciam desvios diferentes no tubo de descargas. Como a carga (q) do neônio é constante, Thomson deduziu que esse gás quimicamente puro é constituído por átomos de mesma carga, porém de massa diferentes.

1919 – Em 1919, o cientista inglês Francis Willian Aston (1877-1945) aperfeiçoou a aparelhagem de Thomson, de quem foi discípulo, inventando o primeiro espetrógrafo de massa. Com esse aparelho, Aston demonstrou com maior clareza a existência de átomos de um mesmo elemento, com massas diferentes, deixando claro o fato de o neônio ser formado de átomos quimicamente iguais, porém com massas diferentes. Tais formas de um elemento foram denominadas pelo cientista inglês Frederick Soddy (1877-1956) de isótopos, do grego isso = mesmo; topos = lugar.


Isotopia:

Isotopia é o fenômeno segundo o qual átomos de diferentes números de massa constituem o mesmo elemento químico.

Assim sendo, dizemos que: Isótopos são átomos de um mesmo elemento que apresentam o mesmo numero atômico e diferentes números de massa.

O nome do isótopo é dado pelo nome do elemento a que pertence, seguido do respectivo número de massa.


Isobaria:

Isobaria é o fenômeno segundo o qual átomos diferentes apresentam o mesmo numero de massa.

Assim dizemos que: Isóbaros são átomos de elementos distintos que apresentam o mesmo numero de massa e diferentes números atômicos


Isotonia:

Isotonia é o fenômeno segundo o qual átomos diferentes tem o mesmo numero de nêutrons.

Assim dizemos que: Isótonos são átomos de elementos químicos distintos que apresentam diferentes números atômicos, diferentes números de massa e mesmo numero de nêutrons.


Conclusão

Conclui-se que os átomos isóbaros são os átomos de diferentes elementos químicos, porém massa igual. Isótopos são do mesmo elemento químico, porém tem numero de massa diferente. Isótonos são de diferentes elementos químicos e diferente numero de massa, mas tem número de nêutrons iguais.Ou seja:








Isótopos - prótons iguais
Isóbaros - massas iguais
Isótonos - nêutrons iguais

Postador por J. Emanuel Monteiro

quarta-feira, 4 de abril de 2012

Descrição dos principais modelos atomicos

As origens da Química são muito antigas. O homem pré-histórico provavelmente maravilhou-se quando, pela primeira vez, conseguiu produzir o fogo. Aprendeu a cozer alimentos, usar argila para produzir vasos e potes, e talvez tenha descoberto acidentalmente que algumas pedras azuis (minério de cobre), quando aquecidas ao fogo, produziam cobre metálico, e que este, quando aquecido junto com estanho, produzia o bronze.
Portanto, o homem passou pelas “idades” da pedra, do bronze e do ferro, sempre aprendendo a produzir novos materiais.
Por volta do ano 400 a.C., surgem os primeiros conceitos teóricos da Química.
Demócrito e Leucipo, filósofos gregos, afirmavam que toda matéria era constituída por minúsculas partículas, às quais deram o nome de átomos. Essa idéia foi rejeitada por Platão e Aristóteles, que tinham muito maior influência na época.
Apenas em 1650 d.C. o conceito de átomo foi novamente proposto pelo filósofo francês Pierre Cassendi.
Em 1808, John Dalton, baseando-se em várias observações experimentais sobre gases e reações químicas, forneceu a primeira idéia científica do átomo, chamada de “Teoria Atômica de Dalton”.

1. Modelo Atômico de Dalton (Bolinha de bilhar)
John Dalton, professor inglês, propôs, baseado em suas experiências, uma explicação da natureza da matéria. Os principais postulados da teoria de Dalton são:
1. “Toda matéria é composta por minúsculas partículas chamadas átomos”.
2. “Os átomos de um determinado elemento são idênticos em massa e apresentam as mesmas propriedades químicas”.
3. “Átomos de elementos diferentes apresentam massa e propriedades diferentes”.
4. “Átomos são permanentes e indivisíveis e não podem ser criados, nem destruídos”.
5. “As reações químicas comuns não passam de uma reorganização dos átomos”.
6. “Os compostos são formados pela combinação de átomos de elementos diferentes em proporções fixas”.
As idéias de Dalton permitiram, na época, explicar com sucesso por que a massa é conservada durante uma reação química (Lei de Lavoisier) e também a lei da composição definida (Lei de Proust) .

2. Modelo Atômico de Thomson (Esfera)
Em 1897, J.J. Thomson, baseando-se em alguns experimentos, propôs um novo modelo atômico.
Segundo Thomson, o átomo seria um aglomerado composto de uma parte de partículas positivas pesadas (prótons) e de partículas negativas (elétrons), mais leves. Este modelo ficou conhecido como “pudim de passas".

3. Modelo Atômico de Rutherford (Sistema Solar)
Em 1911, Ernest Rutherford, estudando a trajetória de partículas  (partículas positivas) emitidas pelo elemento radioativo polônio, bombardeou uma lâmina fina de ouro. Ele observou que a maioria das partículas  atravessavam a lâmina de ouro sem sofrer desvio em sua trajetória; que algumas das partículas sofriam desvio em sua trajetória; outras, em número muito pequeno, batiam na lâmina e voltavam.

Rutherford concluiu que a lâmina de ouro não era constituída de átomos maciços e propôs que um átomo seria constituído de um núcleo muito pequeno carregado positivamente (no centro do átomo) e muito denso, rodeado por uma região comparativamente grande onde estariam os elétrons em movimentos orbitais. Essa região foi chamada de eletrosfera.
Segundo o modelo de Rutherford, o tamanho do átomo seria de 10 000 e 100 000 vezes maior que seu núcleo.

Observemos que Rutherford teve que admitir os elétrons orbitando ao redor do núcleo, porque, sendo eles negativos, se estivessem parados, acabariam indo de encontro ao núcleo, que é positivo.

O próton

Rutherford demonstrou, mais tarde, que a carga positiva do núcleo era devido as pequenas partículas de nominadas prótons.
Prótons partículas que apresentam cargas e são dotados de carga elétrica positiva e estão presentes no núcleo.

O nêutron

São partículas atômicas, neutras com massa praticamente igual a do próton. O nêutron não possui carga elétrica e esta localizado no núcleo.

 O elétron

São partículas que apresentam massa extremamente reduzida, dotada de carga elétrica negativa e de valor absoluto igual ao dos prótons e estão localizados na eletrosfera. 
 

4. Modelo Atômico Clássico
As partículas positivas do núcleo foram chamadas de prótons.
Em 1932, Chadwick isolou o nêutron.
Portanto, o modelo atômico clássico é constituído de um núcleo, onde se encontram os prótons e nêutrons, e de uma eletrosfera, onde estão os elétrons orbitando em torno do núcleo.

Adotando-se como padrão a massa do próton, observou-se que sua massa era praticamente igual à massa do nêutron e 1836 vezes mais pesada que o elétron, concluindo-se que:

Prótons, nêutrons e elétrons são denominados partículas elementares ou fundamentais.

Algumas características físicas das partículas atômicas fundamentais:

Modelo Atômico Rutherford-Bohr
Bohr, baseando-se nos estudos feitos em relação ao espectro do átomo de hidrogênio e na teoria proposta em 1900 por Planck (Teoria Quântica), segundo a qual a energia não é emitida em forma contínua, mas em ”blocos”, denominados quanta de energia, propôs os seguintes postulados:
1. Os elétrons nos átomos descrevem sempre órbitas circulares ao redor do núcleo, chamadas de camadas ou níveis de energia.
2. Cada um desses níveis possui um valor determinado de energia (estados estacionários).
3. Os elétrons só podem ocupar os níveis que tenham uma determinada quantidade de energia.
4. Os elétrons podem saltar de um nível para outro mais externo, desde que absorvam uma quantidade bem definida de energia (quantum de energia).

5. Ao voltar ao nível mais interno, o elétron emite um quantum de energia, na forma de luz de cor bem definida ou outra radiação eletromagnética (fóton).

6. Cada órbita é denominada de estado estacionário e pode ser designada por letras K, L, M, N, O, P, Q. As camadas podem apresentar:

K = 2 elétrons
L = 8 elétrons
M = 18 elétrons
N = 32 elétrons
O = 32 elétrons
P = 18 elétrons
Q = 2 elétrons
7. Cada nível de energia é caracterizado por um número quântico (n), que pode assumir valores inteiros: 1, 2, 3, etc.


MODELO ATÔMICO DE ARNOLD SOMMERFELD
Sua principal contribuição para a evolução do modelo atômico foi a inclusão no modelo de Niels Bohr, os orbitais elípticos e a relatividade restrita, obtendo assim o modelo-Sommerfeld que dividia os níveis em subníveis (regiões menores) o que eliminava a decadência do elétron que ocorria no modelo anterior(Bohr) acrescentando mais dois números quânticos(azimutal e o magnético) além de estabelecer que os orbitais não tinham que se estabelecer num mesmo plano.
Os elétrons estão na eletrosfera em camadas que estariam subdivididas em regiões menores denominadas subníveis(s,p,d,f...)de energia, não necessariamente circulares,

 A figura mostra os modelos de Bohr e de Sommerfeld.


Os modelos atômicos de Bohr e de Sommerfeld. Bhor propôs que os elétrons se movem em algumas órbitas circulares ao redor do núcleo. Sommerfeld sugeriu que essas órbitas devem ser elípticas.

Modelo quântico (atual)
O elétron é uma partícula-onda e pode ser encontrada em regiões chamadas de orbitas.
Representação do modelo quântico
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segunda-feira, 2 de abril de 2012

Thonson e o " Pudim com passas"







                                                             Pudim com passas?
Em 1903, o cientista inglês Joseph J. Thomson, baseado em experiências realizadas com gases e
que mostraram que a matéria era formada por cargas elétricas positivas e negativas, modificou o
modelo atômico de Dalton. Segundo Thomson, o átomo seria uma esfera maciça e positiva com as
cargas negativas distribuídas, ao acaso, na esfera. A quantidade de cargas positivas e negativas
seriam iguais e dessa forma o átomo seria eletricamente neutro. O modelo proposto por Thomson
ficou conhecido como "pudim com passas".


Por Augusto Pacheco

Dalton e o Anatomismo



Dalton (1766-1844) e o Atomismo


Desde os povos antigos, cogita-se que a matéria não é infinitamente divisível. Leucipo e Demócrito lançaram o atomismo, uma corrente materialista contrária ao idealismo de Platão. Apesar de suas afirmações sobre átomos e vazios estarem corretas, não havia fundamentação experimental.
Após inúmeros filósofos terem adotado o atomismo, somente no século XIX, através de muitos experimentos conduzidos por Lavoisier, Boyle, Proust e outros, é que foi possível enunciar uma teoria atômica com fundamentação científica. Em 1803, John Dalton, baseando-se nas leis de conservação da massa e proporções definidas propôs que:
Toda matéria é constituída de partículas indivisíveis chamadas átomos;
Átomos são permanentes, indivisíveis e não podem ser criados nem destruídos;
Todos os átomos de um dado elemento têm as mesmas propriedades, as quais diferem das propriedades dos demais elementos;
Uma reação química consiste em uma combinação, separação ou rearranjo dos átomos;
Os compostos são constituídos de elementos diferentes em proporções fixas;

Tal teoria afirma que a matéria está composta por átomos, que se combinam em proporções simples para formar compostos. Para Dalton átomos são partículas maciças, indestrutíveis e intransformáveis, ou seja, não seriam alterados pelas reações químicas. Assim, associava cada tipo de átomo à um elemento químico; e os átomos de mesmo elemento seriam todos iguais na massa, tamanho e outras qualidades, o que muda, quando são descobertos os isótopos, átomos de mesmo elemento com massa diferentes, em 1921.
Esta foi a sua maior contribuição para a química, porém foi ele também, quem apresentou a primeira descrição de uma anomalia na visão das cores, o daltonismo, da qual ele mesmo sofria.

Tabela de Mendeleieve e elementos químicos


                                                                  
Mendeleiev (1834-1907) e a Tabela Periódica


Dimitri Ivanovich Mendeleev nasceu na Sibéria em 1834, e é considerado, pela comunidade científica, um dos maiores gênios da química. A ele e a Lothar Meyer deve-se o desenvolvimento da periodicidade química. Estes detalharam as propriedades dos elementos e suas massas atômicas, o que proporcionou um melhor entendimento da periodicidade das propriedades dos elementos.
Mendeleev organizou os dados da química inorgânica e começou a colecionar todas as informações sobre os elementos conhecidos na época. Os dados eram anotados em cartões, que eram fixados na parede de seu laboratório e, quando observava alguma semelhança, mudava a posição dos cartões. Com isso, percebeu que diversas propriedades dos átomos não aumentavam de forma contínua com o aumento da massa do mesmo. Foi observado também que quando essas propriedades eram representadas em um gráfico em função do peso atômico, obtinham-se assim curvas periódicas e repetitivas.Tudo isto gerou a tabela periódica, com elementos posicionados horizontalmente, de acordo com
as massas atômicas crescentes, e verticalmente, com elementos de propriedades semelhantes. A tabela em sua versão original não era perfeita, por exemplo, havia a inversão entre o Iodo e o Telúrio, e até 1800 apenas 30 elementos eram conhecidos, hoje já são 118.
A lei periódica dos elementos proposta por Mendeleev foi apresentada por ele à comunidade científica em 1869. Tal lei consistia numa relação entre as propriedades dos elementos químicos e o seu peso atômico, como dito anteriormente. E como se não bastasse, Mendeleev deixou posições vazias em sua tabela dedicado aos elementos que eram desconhecidos.
O que demonstra o quão surpreendente foi o trabalho desenvolvido por Dimitri, é que naquela época muitos elementos naturais, como os gases nobres, não eram conhecidos, assim como a estrutura atômica e os números atômicos que são utilizados na organização dos elementos da tabela atual.
A este brilhante cientista foi dado o nome do elemento de número atômico 101, Mendelévio, o que foi de grande merecimento, pois a Tabela Periódica é o instrumento mais utilizado pelos químicos atuais.


Os Elementos Químicos

Os elementos químicos foram sendo descobertos ao longo dos séculos . Na antigüidade, Ouro, Prata, Cobre, Ferro, Chumbo, Estanho, Mercúrio e Enxofre já eram conhecidos. E ainda no tempo da Alquimia, outros quatro “apareceram”, que são o Arsênio, o Antimônio, o Bismuto e o Fósforo.
Mas foi apenas a partir do grande desenvolvimento da Química Orgânica, no século XIX, que grandes filósofos fizeram suas descobertas, apresentando os elementos químicos contidos na Tabela Periódica atualmente.
Dentre os mais conhecidos elementos de hoje, destacamos o Oxigênio, o Hidrogênio, o Nitrogênio e o Carbono.
O Oxigênio, elemento mais abundante na Terra, foi a maior descoberta de Joseph Priesley, o qual denominou-o “ar perfeito”. Já o Hidrogênio, foi mérito de Henry Cavendish, que misturando metais com ácidos, observou um gás que desprendia durante a reação. A descoberta do Nitrogênio é atribuída a Daniel Rutheford, em 1772, e o nome “Nitrogênio”, foi dado por Jean Antoine Chaptal após a descoberta de sua relação com o ácido nítrico. Dentre os elementos o Nitrogênio é o sexto em abundância no Universo e possui 78% do volume atmosférico. E para finalizar, o Carbono, que é um dos elementos mais importantes na Terra, pois constitui os compostos orgânicos. Este elemento é responsável pela existência dos mais modernos materiais, como plásticos, fibras, etc. E é encontrado em três formas: O Carbono Grafite, o Carbono Diamante e o Carbono Fulereno, que é o mais recente.

Por Leonardo Souza



Duas dicas para decorar famílias e elementos da tabela periódica


Se tem uma coisa que deixa um estudante preocupado, são as centenas de fórmulas e nomes para aprender e memorizar, não é mesmo? Quando se fala em química e na tabela periódica então…
Mas alguns macetes podem ajudar a deixar as coisas frescas na mente. São as chamadas frases mnemônicas (que é auxiliar da memória, ajuda na memorização). Frases comuns, mas que “escondem” informações importantes.


Confira a seguir cinco dicas para decorar famílias e elementos da tabela periódica
1. Frases para decorar as famílias da tabela
As letras em laranja das palavras são os símbolos dos elementos químicos daquela família.
1A - Hoje Li Na Kama Robinson Crusoé em Francês
2A - Bela Margarida Casou com o Senhor Bartolomeu Ramos
3A - Belas Alunas Germânicas Indo Telefonar
Bom, Algum Gato Invadiu o Telhado
Bebi Alcóol e Ganhei uma Indigestão Tola
4A – Casou Silicia Germana com Senador Paraibano
Comi Siri Gelado Sen Problemas
Como Silêncio Geralmente Sanamos Problemas
Com Sinceridade Geralmente tenho Sonhos Proíbidos
5A - Nossos Pais Assam Saborosos Bifes
Não Posso Assinar nada Sobre a blia
Não é Possível Assar Saborosos Biscoitos
6A - OS SeTe Porquinhos.
O Sangue do Senhor Tem Poder
7A - Foram Clamados Bravos Índios Ateus.
Foi Cláudio o Bravo quem Invadiu Atenas
Ficou Claro que Brahma é Igual a Antartica
8A - lio Negou Arroz a Kristina e foi pra Xerém com Renata.
Homem Nenhum Arranca Kriptonita do Xerife de Rondônia
1B – Cuspi no cão de Agnaldo, ele fez Au
2B - Zenilda tem Cada Holograma
3B – Sócios Ygnorantes Lavam Ácaros
4B - Tio Ziro viajou com Half e Rafa
5B - Vi o Nobel, ele  Débil
6B – Creunice Morou com Walter Sargento
7B - Minha Torcida é de Recife
8B - Conheci a RH, Irmã do Mateus

2. Macete para se lembrar do significado de átomos isóbaros, isótonos e isótopos


Isóbaros têm o mesmo número de massa.
isob 
A ros (A é o símbolo para massa atômica)
Isótonos têm o mesmo número de neutrons.
isoto 
N os
Isótopos têm o mesmo número de prótons.
isoto 
P os
Mas é bom lembrar que decorar as frases não substitui o estudo para valer! Elas servem apenas para ajudar em alguns momentos, como quando dá um branco no meio da prova. E o mais importante é entender a tabela periódica e não decorá-la, ou seja, entender por que os elementos estão organizados daquela maneira e quais informações podem ser tiradas dali.
E vocês, gostam dessas frases mnemônicas? Conhecem mais dicas? Escrevam nos comentários!

Exemplo tirado do site Guia do Estudante