Atomismo

De acordo com sua definição linguística, o termo atomismo trata-se de uma “Doutrina filosófica que se desenvolveu na Grécia no séc. V a.C. Os atomistas acreditavam que os elementos básicos da realidade eram átomos, partículas de matéria indivisíveis, indestrutíveis, que se moviam no espaço.”¹

O termo átomo, do qual deriva a filosofia  do atomismo, significa, em grego, algo que não pode ser subdividido, ou seja, algo indivisível. Para os adeptos dessa tradição, toda natureza, observável ou não, é composta por átomos e pelo vazio, os dois princípios fundamentais de tudo o que existe. Contrariamente à teoria atômica, os átomos reúnem-se uns com os outros, formando arranjos diferentes, sob diversas combinações, dando origem a tudo o que existe ao nosso redor.

No ocidente, por volta do século V e VI antes de Cristo, surge o atomismo, a partir dos estudos e das discussões filosóficas de Leucipo e Demócrito, os dois filósofos que iniciaram propriamente o estudo da matéria. Sabe-se que tais questões, assim como aquelas que abordam a continuidade / descontinuidade da matéria, sempre discutidas como fundamentação grega, foram muito influenciadas pela cultura indiana, e esta posteriormente pela cultura grega.

Leucipo e Demócrito, cogitando a respeito da constituição da matéria, sugeriram que esta seria formada, em seus menores componentes, ou constituintes fundamentais, como viria a ser popularizado no meio científico, por pequenos corpos indivisíveis, em um movimento por uma região de vazio infinito. Tais partículas foram posteriormente denominadas de átomos (que significa, em grego, não-divisível).

Empédocles, por sua vez, estabelece que a matéria é composta por quatro substâncias fundamentais, o fogo, o ar, a água e a terra, e a combinação dessas formaria tudo o que existe.

Platão então propõe fundamentos de uma composição que funde a matéria à geometria, a partir de sua constatação de que apenas por um modelo aritmético não seria possível com precisão descrever o universo das coisas. Em sua teoria, o que viria a ser conhecida como a teoria platônica, uma composição geométrica substituiria a composição atômica dada por Leucipo de Demócrito, conforme pode ser observado na figura abaixo.

Dessa forma, para cada elemento anteriormente proposto por Empédocles, fora associado um sólido geométrico, o tetraedro ao fogo, o octaedro ao ar, o icosaedro a água e o cubo à terra.

Em um sentido mais específico, o atomismo apresenta quatro modos de realização, sendo estes:

“1 – átomos e vazio: como princípio de permanência da realidade; 2 – o todo infinito (tò pân apeíron): também como princípio de permanência da realidade; 3 – os mundos (kósmoi): como mega corpos que vêm a ser e deixam de ser; 4 – os corpos sensíveis (sómata): sujeitos à geração e à corrupção e passíveis de apreensão pelos sentidos.”²

Dessa forma, os atomistas estabelecem interações entre a constituição material com a forma de conduta social, chagando até fundamentos de personalidade humana.

Fonte:  http://www.infoescola.com/quimica/atomismo/

Nuvem Eletrônica

De um modo geral, os átomos dos metais apresentam somente 1, 2 ou 3 elétrons na camada de valência, e como essa camada se encontra afastada do núcleo atômico, atrai poucos elétrons. Como consequência disso, os elétrons têm a facilidade de escapar do átomo e transitar livremente pelo reticulado cristalino, que é uma estrutura geométrica formada pelo agrupamento de átomos metálicos. Nesse trânsito de elétrons, os átomos constantemente se transformam em cátions, ao perderem elétrons, ou voltam à forma de átomos nêutrons, ao ganharem elétrons. Assim, o metal seria um aglomerado de átomos imersos numa nuvem eletrônica.

A nuvem eletrônica forma uma espécie de eletrosfera única entre todos os átomos agrupados no retículo, de maneira que os elétrons possam se mover livremente e acabar estabilizando esses átomos. De acordo com tal teoria, então, anuvem de elétrons livres (também chamada de mar de elétrons ou gás de elétrons) funciona com uma ligação metálica, estabelecendo a união entre os átomos de metais.

Esse modelo de nuvem eletrônica proposto explica algumas propriedades inerentes aos metais. São elas:

• Condutibilidade  – quando um metal é aquecido ou recebe alguma carga eletrônica, ocorre um aumento da energia dos elétrons. Através da nuvem eletrônica, os elétrons livres passam essa energia uns para os outros rapidamente, o que torna os metais bons condutores de calor e corrente elétrica. Graças a essa importante propriedade, os metais são utilizados na fabricação de fios elétricos, principalmente.
• Elevados pontos de fusão e ebulição  – a nuvem eletrônica forma uma ligação muito forte entre os átomos, conservando-os intensamente unidos. Logo, para essas ligações sejam restabelecidas e os metais passem do estado sólido para o líquido ou do líquido para o gasoso, é necessária uma grande quantidade de calor. Isso explica os altos pontos de fusão e ebulição dos metais. O tungstênio (W), por exemplo, deve ser submetido a uma temperatura de aproximadamente 3680 °C para se fundir, e devido a isso, é empregado na produção de materiais que precisam resistir a altas temperaturas, como os filamentos de lâmpadas.
• Maleabilidade e ductibilidade – as ligações metálicas apresentam a mesma intensidade para qualquer direção, por isso, a maioria dos metais podem sofrer alterações na sua forma sem que a estrutura cristalina seja destruída e mantendo a união entre os átomos. Em virtude dessa configuração, os metais sólidos podem ser reduzidos em fios, chapas e lâminas muito finas, que podem ser usadas na construção civil, na fabricação de veículos, eletrodomésticos, navios, trens, entre outas aplicações.
• Resistência à tração – a forte união entre os átomos metálicos os torna muito resistentes à tração, razão pela qual os metais são usados na fabricação de vergalhões, cabos de elevadores e de veículos suspensos

Fonte: http://www.infoescola.com/quimica/nuvem-eletronica/

Gênios da Química #31: Ernest Rutherford

 

Ernest Rutherford nasceu em Nelson, Nova Zelândia, a 30 de Agosto de 1871. Estudou matemática e física no Canterbury College, em Christchurch e com o auxílio de uma bolsa de estudo, ingressou em 1895 no Cavendish Laboratory, em Cambridge.    Foi professor de física e química na McGill University (Canadá), de 1898 a 1907 e na Manchester University (Inglaterra), de 1907 a 1919. Em 1919, sucedeu J. J. Thomson na direcção do Cavendish Laboratory, cargo que exerceu até ao resto da sua vida e onde realizou importantes investigações.    Em 1932 detetou, juntamente com Walton e Cockroft a captura de um protão pelo Litio 7, decompondo-se em duas partículas alfa e libertando energia. Dois anos mais tarde, conseguiu, com Oliphant e Harteck efetuar a fusão de dois deuterões que se transformam em hélio 3 e um neutrão, ou em trítio e um protão (libertando-se energia em qualquer das reações).    Atualmente considerado o fundador da Física Nuclear, Rutherford introduziu o conceito de núcleo atómico ao investigar a dispersão das partículas alfa por folhas delgadas de metal. Rutherford verificou que a grande maioria das partículas atravessava a folha sem se desviar e concluiu, com base nessas observações e em cálculos, que os átomos de ouro - e, por extensão, quaisquer átomos - eram estruturas praticamente vazias, e não esferas maciças. Rutherford também descobriu a existência dos protões, as partículas com carga positiva que se encontram no núcleo.    Pelas suas investigações sobre a desintegração dos elementos e a química das substâncias radioativas, obteve em 1908 o Prémio Nobel da Química. Foi também presidente da Royal Society (1925-1930), e homenageado em 1931 com o título de primeiro barão de Rutherford de Nelson e Cambridge.
Faleceu em Cambridge, Inglaterra, a 19 de Outubro de 1937.

Fonte:  http://www.explicatorium.com/Rutherford.php

Estabilidade dos Átomos

 

 Constituintes do núcleo do átomo e responsáveis por sua estabilidade, os nêutrons tornam-se essenciais à matéria em virtude de não apresentarem carga elétrica. Por muito tempo químicos teóricos questionaram-se a respeito da estabilidade do núcleo atômico para átomos “pesados”, isto é, que apresentam muitas partículas nucleares. A questão central é a carga positiva dos prótons, a qual faria com que os mesmos se repelissem mutuamente, o que acabaria por desintegrar o átomo. Mas não é isso o que acontece, uma vez que a matéria apresenta uma importante estabilidade atômica. Uma das teorias aceitas para tal explicação encontra-se nos nêutrons, partículas que, por não apresentarem propriedades elétricas, acabariam servindo como um isolante entre os prótons, dificultando (no caso de átomos pesados) ou mesmo impedindo (no caso de átomos leves) a sua aproximação e a consequente desintegração atômica.

Três pontos são fundamentais ao se estudar o núcleo do átomo e a sua constituição: a natureza das partículas que o constitui, a natureza das forças que mantém as suas partículas unidas e, propriamente, a estrutura nuclear. Sem nenhuma dúvida, a conhecida e muito difundida nos meios educacionais “experiência de Rutherford”, que viria a comprovar a existência do núcleo do átomo, dotada de carga elétrica positiva, marcou o inicio de uma era sem precedentes para a química e demais ciências, pois marcaria o empirismo científico como sua base. Entretanto, foi somente com a descoberta do nêutron, fato que ocorreu em 1932 por James Chadwick, que viríamos a estabelecer uma relativa compreensão sobre a constituição do núcleo do átomo, mesmo que uma década antes Rutherford já houvesse apontado para a possível existência de uma partícula constituinte do núcleo do átomo isenta de carga elétrica.

Historicamente, muitos eventos levaram à descoberta e à compreensão das propriedades do nêutron. Em 1930, Bothe e Becker constataram pela primeira vez que ao bombardear berílio com partículas alfa originadas na desintegração de elementos pesados, como o polônio, surgia uma espécie de radiação capaz de penetrar na matéria densa. Essa radiação não apresentava carga elétrica, e fora denominada de raios gama. Apenas um mais tarde, F. Joliot e sua esposa Irene Joliot-Curie, em verdade filha de Madame Curie, estudaram de modo mais afinco essas partículas, e chegaram a conclusões interessantes referentes ao seu poder de ionização e de penetração.

Chadwick viria a elucidar esse efeito: ao utilizar uma fonte de partículas alfa (emissor alfa puro), ele bombardeou uma folha de berílio que utilizou como alvo, analisando as radiações que provinham desse elemento. Para detectar tais “radiações”, ele utilizou uma câmara de ionização que foi adaptada a um sistema capaz de se deixar impregnar pelas mesmas, uma espécie de filme fotográfico. A constituição dessa radiação seria partículas de massa próxima à do próton, mas de comportamento elétrico neutro, as quais viriam a ser conhecidas como nêutrons.

Fonte:http://www.infoescola.com/quimica/estabilidade-dos-atomos/ 

Quantos Átomos Morrem No Corpo Humano?

Desde que começaste a ler este artigo, já morreram mais de 40 000 átomos no teu corpo!!!

Mas vamos devagar… Como sabes, o corpo humano é feito de átomos, e estes por sua vez têm um núcleo muito pequeno no centro – de facto, ele é tão pequeno que se o átomo fosse a Terra inteira, o núcleo seria do tamanho de um campo de futebol – e eletrões à volta dele que ocupam o espaço quase todo. Acontece que alguns átomos têm núcleos suicidas (ou radioativos, como preferires). Estão absolutamente normais e, de um momento para o outro, o núcleo atira uma partícula para os vizinhos e morre, transformando-se noutro.

O físico Neozelandês Ernest Rutherford descobriu, no início do século XX, que a quantidade de átomos de um determinado tipo que morre em cada segundo é sempre proporcional ao número de átomos que existem

– o leitor mais atento notará que esta quantidade deve então seguir uma lei exponencial – e a constante de proporcionalidade é o inverso do tempo que os átomos vivem em média.

O corpo humano é feito de vários tipos de átomos (especialmente Hidrogénio, Oxigénio e Carbono) e al-guns deles são mais instáveis que outros. O Carbono-14 (C14) e o Potássio-40 (K40) são dois tipos de átomos particularmente malucos e aqueles que morrem mais frequentemente no teu corpo (ver tabela). Em cada se-gundo, há cerca de 3 mil átomos de C14 e 5 mil de K40 a morrer. Ou seja, desde que nasceste, já morreram dentro de ti vários biliões! Parece muito, mas corresponde a milhões de vezes menos do que o número total de átomos que existe num só cabelo.

Mas se achas que então saber isto não serve para nada, estás muito enganado! Conhecendo este processo, e olhando para ossos de antigos animais, se soubermos a quantidade de átomos radioativos que eles ainda têm, é possível descobrir… a sua idade! E é também desta forma que se descobriu que a Terra existe há cerca de 4 mil milhões de anos.

É verdade… saber o ritmo a que os átomos do corpo humano morrem permitiu determinar a idade da Terra, saber há quanto tempo viveram os dinossauros, quando se extinguiram, perceber a evolução das espécies e descobrir que os nossos antepassados viveram na água.. Nada mau, não é?

Isótopo	Quantidade	Tempo  médio	Actividade (Bq)
		de Vida (s)
C-14	8,4 x 1014	2,6 x 1011	3,2 x 103
K-40	2,7 x 1020	5,7 x 1016	4,7 x 103

Tabela referente a uma pessoa de 70 kg (7 x 10²⁷ átomos)

Fonte:  http://www.mundodaquimica.com.br/2013/06/quantos-atomos-morrem-no-teu-corpo-2/

Átomo de Hidrogênio Por Niels Bohr

No início do século passado, Ernest Rutherford deduziu que um átomo é formado de um núcleo pequeno e denso, onde residem os prótons (cargas positivas) e igual número de elétrons (cargas negativas), habitando a periferia. Este modelo ficou conhecido como modelo planetário ¹.

Embora bastante intuitivo, este modelo para o “átomo” já nasceu “condenado à morte” pois de acordo com a teoria clássica, num átomo como este os elétrons estariam irradiando energia em forma de ondas eletromagnéticas constantemente e em pouco tempo colapsariam sobre o núcleo, aniquilando completamente a matéria.

Além disso, as emissões observadas (se é que seria possível) deveria o ser em todos os comprimentos de onda uma vez que os elétrons descreveriam trajetórias helicoidais contínua emitindo em todas as frequências antes de “caírem” sobre o núcleo.

Foi então que, em 1913, o físico dinamarquês Niels Bohr desenvolveu um novo modelo para explicar a estabilidade da matéria e a emissão do espectro em raias definidas em cada elemento.

Esse modelo embora ainda não “funcionasse” para átomos mais pesados, explicou com perfeição os fenômenos como o espectro de emissão e absorção do hidrogênio. O hidrogênio é o átomo mais simples que existe: seu núcleo tem apenas um próton e só há um elétron orbitando em torno desse núcleo. Para explicar a evidente estabilidade do átomo de hidrogênio e, de quebra, a aparência das séries de linhas espectrais desse elemento,

Bohr propôs alguns “postulados”.

1) O elétron gira em torno do núcleo em uma órbita circular, como um satélite em torno de um planeta, mantendo-se nessa órbita às custas da força elétrica atrativa entre cargas de sinais opostos.

2) A órbita circular do elétron não pode ter qualquer raio. Só alguns valores são permitidos para os raios das órbitas.

3) Em cada órbita permitida, o elétron tem uma energia constante e bem definida, dada por: E = E₁ / n2, onde E1 é a energia da órbita de raio mínimo. Bohr deu uma fórmula para E1:

Observemos o sinal negativo nessa fórmula. Quanto menor o n, mais interna será a órbita (menor o raio) e mais negativa será a energia do elétron. Os físicos usam energias negativas para indicar que algo está ligado, “confinado” a alguma região do espaço.

4) Enquanto estiver em uma de suas órbitas permitidas, o elétron não emite nem recebe nenhuma energia.

5) Quando um elétron muda de órbita o átomo emite ou absorve um “quantum” de energia luminosa.

Os níveis de energia são representados como na figura abaixo. Vários cientistas pesquisaram as transições nos diversos níveis. Daí termos várias séries

Níveis de energia do átomo de hidrogênio

Linhas mais intensas da Série de Balmer

Notas:

¹ Em 1908, Rutherford realizou sua famosa experiência, que viria a se constituir a sua mais brilhante contribuição (dentre tantas outras) para as ciências Físicas. O experimento consistiu em bombardear com partículas alfa uma folha de ouro muito fina. O experimento mostrou que a grande maioria das partículas atravessava a folha sem se desviar, enquanto outras desviavam. Fundamentado nestas observações e em cálculos, concluiu que os átomos de ouro – e, por extensão, quaisquer átomos – eram estruturas praticamente vazias, e não esferas maciças. Em seu interior estaria concentrada toda a carga positiva, responsável pelo desvio de um pequeno número de partículas alfa. Na periferia desta região, chamada núcleo, orbitam os elétrons. Com isso, o modela elaborado pelo cientista era o de um sistema semelhante ao solar: um núcleo central grande, rodeado de partículas móveis.

Fonte:http://www.infoescola.com/quimica/atomo-de-hidrogenio-por-niels-bohr/

O Átomo Antes de Rutherford

 

As ideias sobre a descontinuidade da matéria, ou seja, sobre a possibilidade da existência de uma última partícula não fragmentável, remontam à época dos antigos filósofos gregos, há mais de 2000 anos. Destacaram-se nessas especulações Leucipo e Demócrito. Atribui-se a eles a noção, pela primeira vez na história levantada, de que a matéria é uma combinação de pequenas partes minúsculas, indivisíveis ou inseparáveis, às quais deram o nome de átomo, que, em grego, significa indivisível. O átomo foi assim considerado como a unidade básica, indivisível ou indestrutível, de toda matéria. Na época também havia os defensores da continuidade da matéria, ou seja, filósofos que argumentavam com igual convicção sobre uma possibilidade de divisão desta sem limite.

Entretanto, por muito tempo esses ensaios intelectuais confundiram aqueles que se propuseram a estudar o assunto, pois estiveram sempre repletos de dúvidas e incertezas. Dessa forma, as unidades da matéria seriam um ponto mais místico do que fundamentado ainda por muito tempo. Conhecimentos com raízes científicas foram, pela primeira vez, levantados no século XIX quando John Dalton formulou sua teoria atômica. As observações de Dalton partiram do fato de que muitas substâncias químicas podiam decompor-se em outras muito mais simples, as quais foram mais tardes denominadas elementos. Tal fato foi possível a partir das observações de Proust.

Proust formulou a lei das proporções fixas e definidas, mas não sem antes realizar criteriosas experiências que puderam demonstrar que dois ou mais elementos se combinam quimicamente para formar uma determinada substância, e que as quantidades relativas desses elementos têm que ajustar-se criteriosamente a uma proporção definida, de modo que não haja sobra de elementos quando terminada a reação. Por exemplo, se o elemento hidrogênio e o elemento oxigênio se combinam para formar a substância água, a proporção entre eles devia ser de 1:8, em massa, visto que se dispunha apenas de um instrumento para análise, que era a balança.

Dalton sugeriu ainda o que viria a ser conhecido como a lei das proporções múltiplas. Segundo essa lei, quando há combinação de dois ou mais elementos para formação de uma determinada série de compostos, esses elementos os fazem sempre de forma tal que sigam uma relação numérica simples. Por exemplo, os elementos oxigênio e hidrogênio combinam-se para formar a substância água, como já mencionado, na proporção em massa de 8:1. Contudo, podem também combinar-se para formar a água oxigenada, no qual a proporção será o dobro, ou seja, 16:1.

Dessa forma, partindo sempre de uma experimentação, Dalton convenceu-se de que cada elemento químico era constituído de pequenas unidades, sendo essas maciças e indivisíveis, todas iguais entre si: estava laboratorialmente comprovado o átomo da filosofia grega. O trabalho de Dalton teve fundamental importância para a química, pois trouxe uma vez mais a estrutura da matéria para o foco das atenções, agora não apenas dos filósofos, mas também dos cientistas.

Fonte:http://www.infoescola.com/quimica/o-atomo-antes-de-rutherford/

Vídeo Aula #37: Cálculos Químicos (Parte 1)

Gênios da Química #19: Leucipo

Leucipo de Mileto (em grego antigo: Λεύκιππος; primeira metade do século V a.C.) foi um filósofo grego. Tradicionalmente, Leucipo é considerado o mestre de Demócrito de Abdera e, talvez, o verdadeiro criador do atomismo (segundo a tese de Aristóteles), que relatava que uma matéria pode ser dividida ate chegar em uma pequena particula indivisivel chamada átomo.

Sobre suas origens praticamente nada é conhecido, mas o lugar mais provável de seu nascimento é Mileto na Ásia Menor; em seguida mudou-se para Abdera. Parece ter sido contemporâneo de Anaxágoras de Clazômenas e de Sócrates. A tradição lhe atribui a autoria de um único livro intitulado A grande ordem do mundo, também chamada Grande Cosmologia, um texto muito diferente da Pequena Cosmologia de Demócrito. Talvez tenha escrito um segundo livro, que teria se chamado Sobre o espírito, mas este escrito pode ter sido apenas um capítulo da obra anterior.

Fonte:  http://pt.wikipedia.org/wiki/Leucipo

Cátions e Ânions

 

Os átomos dos elementos químicos encontrados na Tabela Periódica são partículas isentas de carga elétrica, isto é, apresentam mesmo número de prótons e de elétrons em sua estrutura. Entretanto, a maioria dos elementos químicos, excetuando-se os gases nobres, não existem naturalmente conforme são representados na Tabela Periódica. Assim, qualquer átomo ou agrupamento atômico que apresentar desequilíbrio de cargas elétricas, isto é, apresentar diferenças entre o número de prótons e o de elétrons, será denominado de íon.

Os íons são as unidades estruturais de todos os sais, tanto orgânicos como inorgânicos, e continuam a existir mesmo ao se dissolver o retículo do sal. A própria água pura está dissociada em íons, embora apresente um baixo grau de dissociação, ou seja, uma quantidade pequena de íons. Os íons também se apresentam no estado gasoso em altas temperaturas, sendo devido a eles o brilho das chamas em uma combustão.

Dependendo da partícula excedente, prótons ou elétrons, os íons podem ser positivos e negativos, sendo os primeiros originados pela remoção de elétrons de seus átomos e os segundos, pelo acréscimo. Os íons positivos (que apresentam mais prótons do que elétrons) são denominados cátions e os negativos (que apresentam menos prótons do que elétrons), são denominados ânions. Esta nomenclatura originou-se em torno de 1839, e pode ser atribuída aos trabalhos de Michael Faraday sobre o eletromagnetismo.

No caso de uma solução, os íons positivos migram para o pólo negativo de uma corrente elétrica de polaridade constante que esteja mergulhada na solução. Como os íons positivos chamam-se cátions, o pólo negativo pode ser chamado de cátodo. O pólo positivo será então chamado de ânodo e, da mesma forma, receberão os ânions.

Geralmente um íon é caracterizado pela remoção ou acréscimo de um baixo número de elétrons, quatro ou ainda menos. Os polímeros, as macromoléculas, podem apresentar íons com inúmeras cargas positivas ou negativas, mas estes não podem ser simbolizados como os símbolos atômicos comuns, e ainda são muito difíceis de se determinar com precisão. Em geral, as cargas iônicas, como foi dito, vão de um a quatro, podendo ser negativas ou positivas. Entretanto, pode haver íons com valores cinco, seis e até sete, que quase sempre são positivos.

As cargas de um íon podem ser representadas de muitas maneiras, mas geralmente utiliza-se o símbolo atômico e sobrescritos os sinais mais ou menos, ou, ainda, números junto com os sinais mais e menos para indicar as cargas. Por exemplo, o íon sódio é representado por Na⁺ (partícula que perdeu um elétron; cátion), já o íon sulfeto é representado por S^2- (partícula que ganhou dois elétrons; ânion).

Fonte: http://www.infoescola.com/quimica/cations-e-anions/

Ciclo Catalítico

Para que uma reação química ocorra, é necessário que as espécies envolvidas (átomos, moléculas ou íons) interajam entre si através de choques mecânicos. Assim, através dessas colisões formam-se os complexos ativados, e posteriormente os produtos finais.

Um complexo ativado é nada mais que o estado intermediário entre reagentes e produtos, caracterizado pelo encontro das moléculas de reagentes com enfraquecimento das ligações, e instantânea formação dos produtos, com ligações sólidas. Sendo então existentes por um curtíssimo espaço de tempo, uma vez que os choques ocorrem desordenadamente e a reação se processa a cada momento.

Entretanto, para que um complexo ativado seja formado, é necessária uma determinada quantidade de energia que capaz de vencer a força de repulsão criada pela aproximação das eletrosferas das espécies, a chamada energia de ativação. Portanto, é responsável pelas colisões e quebra de ligações dos reagentes, podendo ser fornecida, por exemplo, sob forma de calor.

Um catalisador é capaz de criar determinadas condições no meio (como a melhora no contato e colisões mais efetivas ou alteração no pH) que favoreçam a reação através da diminuição da energia de ativação, assim, o equilíbrio da reação é atingido mais rapidamente, mas sem deslocamento. Ou seja, a mesma quantidade de produto será obtida através de um processo sem e com catalisador, a diferença estará apenas no tempo necessário para que tal quantidade seja produzida.

Ação do Catalisador em uma sequência de reações

Os catalisadores podem agir como seqüestrastes de reagentes (sendo assim o princípio dos catalisadores sólidos em meio a um leito gasoso ou líquido), onde após os mesmos colidirem efetivamente, os produtos gerados são liberados e um novo ciclo reagentes + catalisador → produtos – catalisador começa.

O esquema a seguir ilustra a ação de um catalisador para a reação genérica A + B → C:

Como pode ser analisado, o reagente A une-se ao catalisador; em seguida o reagente B segue o mesmo caminho, formando o complexo ativado AB. Instantaneamente o produto C é formado e desprende-se do catalisador que, agora livre, pode novamente ligar-se aos reagentes A e B gerando o mais uma vez o produto C. Sendo este processo contínuo até que os reagentes se esgotem ou o catalisador seja contaminado.

Um ciclo catalítico bastante simples é o de decomposição do peróxido de hidrogênio (água oxigenada) em água e oxigênio livre pela ação do íon iodeto:

Observe que o mecanismo existente é o seguinte, onde o íon iodeto sempre é recuperado ao final de cada série de reações:

H₂O_2(aq) + I^-_(aq) → OI^-_(aq) + H₂O_(l)

H₂O_2(aq) + OI^-_(aq) → I^-_(aq) + H₂O_2(l) + O_2(g)

_{Fonte: http://www.infoescola.com/quimica/ciclo-catalitico/}

Gênios da Química #15:Niels Bohr

 

Físico dinamarquês que elaborou um modelo de estrutura do átomo que permitiu interpretar a forma planetária sugerida por Ernest Rutherford (1871-1937), segundo os postulados da teoria quântica.

As órbitas difusas dos elétrons em torno do núcleo explicavam melhor tanto a incerteza, quanto à localização e velocidade simultâneas dessas partículas em movimento, bem como a emissão de luz, sem abandonar de todo as contribuições de teorias físicas clássicas.

Através de seus princípios de correspondência e complementariedade estabeleceu a interpretação da natureza conhecida como Escola de Copenhague pela qual, embora os objetos quânticos não pudessem ser ao mesmo tempo ondas e partículas, as descrições dos fenômenos físicos seriam complementares apesar das aparentes incompatibilidades que linguagens diferentes exibem a partir de seus respectivos pontos de vista.

Conquistou o Nobel de Física de 1922. Em 1943, teve de pedir asilo nos Estados Unidos depois da invasão alemã à Dinamarca. Lá participou do projeto Mahattan que construiu a primeira bomba atômica, convencido que os nazistas faziam a mesma coisa sob a direção do amigo Heisenberg. Depois da Segunda Guerra Mundial, em 1955, promoveu a I Conferência Átomos para a Paz, que pedia restrições para fabricação de armas nucleares.

Além de vários artigos de cunho científico, Bohr escreveu a coletânea de ensaios Física Atômica e Conhecimento Humano (1957), na qual aliou a divulgação da física contemporânea à epistemologia e ciências humanas, em geral.  "Usando a palavra tal como é usada, na física atômica, para caracterizar a relação entre experiências obtidas por diferentes arranjos experimentais, e visualizáveis apenas por idéias mutuamente excludentes, podemos dizer que as diferentes culturas humanas são complementares entre si.

Com efeito, cada uma dessas culturas representa um equilíbrio harmonioso de convenções tradicionais por cujo meio as potencialidades da vida humana podem manifestar-se, de um modo que nos revela novos aspectos de sua ilimitada riqueza e variedade.

Naturalmente, não há possibilidade, nesse campo, de nenhuma relação absolutamente excludente, como as que se constatam entre experimentos complementares sobre o comportamento de objetos atômicos bem definidos, já que dificilmente haveria uma cultura que se pudesse dizer plenamente autônoma.

Ao contrário, todos sabemos, por numerosos exemplos, como o contato mais ou menos íntimo entre diferentes sociedades humanas pode levar a uma fusão gradativa das tradições, dando origem a uma cultura inteiramente nova. Nesse aspecto, nem é preciso lembrar a importância da miscigenação das populações, através da emigração ou da conquista, para o avanço da civilização humana.

Na verdade, a grande perspectiva dos estudos humanistas talvez consista em que eles contribuem, através de um crescente conhecimento da história e do desenvolvimento culturais, para a eliminação gradativa de preconceitos, que é a meta comum de todas as ciências."

Fonte:http://www.mundovestibular.com.br/articles/4605/1/BIOGRAFIA-DE-BOHR/Paacutegina1.html

Vídeo Aula #10: Estrutura do Átomo

As 13 Grandes Descobertas da Química #10

 

10. Átomos têm assinaturas da Luz (1850)
Gustav Kirchhoff e Robert Bunsen achar que cada elemento absorve ou emite luz em comprimentos de onda específicos, produzindo espectros específicos.

Fonte: http://quimicaensinada.blogspot.com.br/2011/07/confira-quais-foram-as-13-maiores.html

Vídeo Aula #10: Atomística - Modelos Atômicos

As 13 Grandes Descobertas da Química #8

 

 8. O Elétron (1897) JJ Thomson descobre que as partículas carregadas negativamente emitida por tubos de raios catódicos são menores do que átomos e parte de todos os átomos. Ele chama essas partículas, agora conhecido como elétrons, "corpúsculos".

 
Fonte: http://quimicaensinada.blogspot.com.br/2011/07/confira-quais-foram-as-13-maiores.html

Camada de Valência

 

Cada uma destas camadas possuem um número máximo de elétrons. Assim, as camadas acima possuem, respectivamente 2, 8, 18, 32, 32, 18 e 2 elétrons. A camada de valência necessita, na maior parte dos átomos, de 8 elétrons para que seja estável. Essa é a teoria do octeto.

Quando não há instabilidade, os átomos tendem a fazer ligações químicas com elementos que possam proporcionar os dois elétrons faltantes.

Os gases nobres possuem 8 elétrons em sua camada de valência, a única exceção é Hélio, que possui 2 elétrons na camada de valência. Todos são estáveis, não necessitando realizar ligações químicas para adquirir estabilidade.

Como exemplo das ligações ocorridas em razão dos átomos presentes na camada de valência, estão o Oxigênio, que possui 6 elétrons na última camada e o Hidrogênio, que possui 1 elétron na ultima camada. O Oxigênio necessita de dois elétrons para ficar estável e o Hidrogênio, de dois elétrons. Desta forma, ocorre uma ligação em que dois átomos de Hidrogênio compartilham cada um, 1 elétron com o Oxigênio. Assim, o Oxigênio adquire a estabilidade através dos dois elétrons compartilhados, assim como o Hidrogênio, que adquire dois elétrons na camada de valência. Essa é a ligação que ocorre formando moléculas de água.

Outro exemplo conhecido é o cloreto de sódio ou sal de cozinha. O Cloro possui 7 elétrons na camada de valência. O Sódio, por sua vez, possui um elétron na camada de valência. Assim, o Sódio se torna um cátion, pois perde um elétron, e o Cloro se torna um ânion, pois ganha um elétron.

A representação da tabela periódica permite que, através de uma breve análise, se conclua a respeito da quantidade de eletrons da última camada. Assim, os grupos 1, 2, 13, 14, 15, 16 e 17 possuem, respectivamente, 1, 2, 3, 4, 5, 6 e 7 elétrons na última camada. Além disso, para o restante dos elementos presentes na tabela periódica, é possível identificar o número de elétrons da camada de valência através da representação da distribuição eletrônica. Assim, tem-se a respeito do elemento Ferro:

Fe: nº atômico 26
Distribuição eletrônica: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁶
A última camada representada: 4 (4s)
Assim, o elemento Ferro possui 2 elétrons (4s²) em sua camada de valência.

Assim como o elemento Prata:

Ag: nº atômico 47
Distribuição eletrônica: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁶ 5s² 4d⁹
A última camada representada: 5
Assim, o elemento Prata possui 2 (5s2) elétrons em sua camada de valência.

Desta forma, é possível conhecer as ligações prováveis entre os diversos elementos, assim como a sua provável transformação em cátions e ânions.

Fonte:http://www.infoescola.com/quimica/camada-de-valencia/

Estrutura do Átomo: Tabela Periódica

Cada elemento químico é definido por meio de seu número atômico.

1. O número atômico (Z) indica a quantidade de prótons (p) do átomo do elemento.
Por exemplo: Magnésio (Mg) Z=12 (Z=p) 
2. O número de massa atômica (A) é a soma das massas unitárias dos prótons (p) com a dos nêutrons (n).
Por exemplo: Magnésio (Mg) A=24 (A=p+n) 

Obs.: como os átomos são eletricamente neutros, o número de prótons é igual ao número de elétrons. Já nos íons a uma preponderância de um deles: se o número de prótons é maior que o de elétrons, o íon é positivo; caso contrário, é negativo.

p=número de prótons e=número de elétrons n=número de nêutrons

Existem características que reúnem átomos de um ou mais elementos, formando grupos. São eles:

 

Os prótons e nêutrons compõem o núcleo do átomo. Os elétrons, por sua vez, distribuem-se na eletrosfera em níveis e subníveis de energia. São 7 níveis, e cada um deles pode ter de 1 a 4 subníveis.

O diagrama de Linus Pauling indica a ordem de preenchimento dos subníveis por elétrons:

 

 

Obs.: As massas atômicas na tabela periódica são calculadas por uma média ponderada das massas dos isótopos de cada elemento encontrados na natureza.

 Algumas famílias (colunas) de elementos possuem designação própria, por exemplo:

1 - metais alcalinos
2 - metais alcalinos terrosos
17 - halogênios
18 - gases nobres


Algumas propriedades da tabela periódica:

 

Fonte:http://guiadoestudante.abril.com.br/estudar/quimica/esstrutura-atomo-tabela-periodica-656687.shtml