BC0102 Estrutura da Matéria

O ÁTOMO INDIVISÍVEL

baseado em material de Arlene Cristina Aguilar e Alysson Fábio Ferrari Para a Universidade Federal do ABC sites.google.com/site/alyssonferrari

Flavio Leandro DE Souza

Uma pergunta tão simples quanto antiga:

do que é feita o mundo?

Demócrito

460 BC - 370 BC

O grego Demócrito (e alguns outros antes dele) afirmava que tudo que havia na natureza era feito de vários tipos de unidades indivisíveis, chamadas átomos.

Esta afirmação tinha origem basicamente filosófica, e não tinha como base nenhuma experiência.

a = não

Empedocles

490 BC - 430 BC

Defendia outra idéia: toda a matéria seria

composta de combinações de quatro elementos

primordiais:

terra

,

água

,

fogo

e

ar

.

Aristoteles

384 BC - 322 BC



acrescentou um quinto elemento: o

éter

, que seria

a matéria-prima do mundo celeste.



O sistema de mundo de Aristóteles foi adotado

oficialmente pela Igreja Católica, e dominou o

conhecimento ocidental por quase

dois mil anos

...

A matéria seria feita de vários “elementos

indivisíveis”, não apenas os quatro (ou cinco)

elementos clássicos.

Robert Boyle

“O Químico Cético” (1661)

Lavoisier (1789)

O francês Lavoisier

definiu os

elementos

como substâncias que

não podem ser separadas

em outras substâncias por

nenhum processo

Explica certas leis de reações químicas a

partir da hipótese de que os elementos são

constituídos, na verdade, de pequenas

partes indivisíveis, os chamados

átomos

.

John Dalton (1803)

Ressurge assim a idéia

de Demócrito, mais de

2.000 anos adepois...

so que agora com uma

No século XVIII e XIX, os químicos descobriram uma série de leis

experimentais, que eram obedecidas por todas as reações químicas

observadas em laboratório.

Todas estas leis podiam ser facilmente entendidas a partir da hipótese de

que

a matéria era composta por pequenas entidades indivisíveis e

indestrutíveis

, os

átomos

, que se combinariam e recombinariam

durante reações químicas, produzindo as diferentes substâncias

manipuladas nos laboratórios.

Exemplo:

Hidrogênio + Oxigênio  Água

H H O



H HO

Elementos Químicos

(quimicamente indivisíveis)

Antoine Lavoisier

: estabeleceu as bases da

química

como

uma ciência quantitativa. Separou definitivamente o que

entendemos como química moderna dos antigos

estudos de

alquimia.

Contribuições de Lavoisier:

No século XVIII, sistematização e quantificação da química. Descobriu

que a água era formada por uma substância composta: formada por dois

átomos de hidrogênio e um oxigênio

A água já não é mais um dos 4 elementos fundamentais

Elemento químico:

é a menor porção de uma substância que ainda

apresenta as mesmas propriedades químicas e não pode ser subdividido

e outros elementos.

"

Nada se cria, nada se perde;

tudo se transforma"

Lei de Lavoisier ou Lei da Conservação da matéria (1774):

“Numa reação química realizada em recipiente fechado a massa total antes da transformação (reagentes) é igual à massa

total após a transformação (produtos)´´

Exemplo:

Magnésio + Oxigênio  Óxido de Magnésio

2,4g + 1,6 g  4g

Lavoisier descobriu uma das leis fundamentais da ciência: a conservação da massa.

Lei de Lavoisier ou Lei da Conservação da matéria (1774):

“Numa reação química realizada em recipiente fechado a massa total antes da transformação (reagentes) é igual à massa

total após a transformação (produtos)´´

Exemplo:

Magnésio + Oxigênio  Óxido de Magnésio

2,4g + 1,6 g  4g

 Isso é uma conseqüência natural da existência de

átomos indestrutíveis.

 Nenhum átomo pode “desaparecer” durante uma reação

química, por isso a quantidade de matéria ( = massa ) antes e depois da reação química tem que ser a mesma.

 NOTE que esta lei não permite determinar a massa dos

Lei de Proust ou Lei das proporções constantes

(1787):

`` A proporção das massas que reagem é sempre

constante. ´´

Exemplo:

Experiência Carbono + Oxigênio  Gás Carbônico

1ª 3 g 8 g 11 g

2ª 6 g 16 g 22 g

3ª 9 g 24 g 33 g

Se utilizarmos 3g de carbono , a quantidade necessária de oxigênio será 8 g, ou seja, a proporção entre carbono e oxigênio deve ser a mesma: 3:8.

Se reagimos 6g de carbono com 20g de oxigênio, serão formados 22g de gás

Lei de Proust ou Lei das proporções constantes

(1787):

`` A proporção das massas que reagem é sempre

constante. ´´

Novamente, isto é uma consequência natural da hipótese atômica.

Supomos que os átomos de carbono sempre se une da mesma forma com os átomos de oxigênio para formar o gás carbonico.

O

C O





CO₂

m1 _m2

2 m1 _{2 m2}

NOTE

Lei de Dalton ou Lei das Proporções Múltiplas (1804)

``As diferentes massas de um elemento, que reagem com a massa fixa de outro elemento para formar compostos distintos, em cada caso, estão numa relação de números inteiros e geralmente simples entre si ".

" Quando dois elementos se combinam para formar compostos mantendo-se constante a massa de um deles, as massas do outro variam segundo números inteiros e pequenos ".

Exemplo

O nitrogênio se combina com o oxigênio, formando diferentes óxidos:

Verifica-se que, permanecendo constante a massa do nitrogênio, as massas do oxigênio, entre si, numa relação simples de números inteiros e pequenos, ou seja, 1:2:3:4:5.

Óxidos Nitrogênio Oxigênio

N₂O 28 g 16 g

N₂O₂ 28 g 32 g

N₂O₃ 28 g 48 g

N₂O₄ 28 g 64 g

Lei de Dalton ou Lei das Proporções Múltiplas (1804)

``As diferentes massas de um elemento, que reagem com a massa fixa de outro elemento para formar compostos distintos, em cada caso, estão numa relação de números inteiros e geralmente simples entre si ".

" Quando dois elementos se combinam para formar compostos mantendo-se constante a massa de um deles, as massas do outro variam segundo números inteiros e pequenos ".

Novamente, esta lei é natural se pensarmos na hipótese atômica, e considerarmos que pode haver várias formas que os átomos de nitrogênio e oxigênio se combinam.

O N    N

N₂O

N₂O₂

N₂O₃

2 x

Modelo Atômico de Dalton (1808)

 Todo elemento químico é composto de pequenas partículas indivisíveis e indestrutíveis chamadas átomos;

 Todos os átomos de um mesmo elemento apresentam as mesmas propriedades;

 Átomos de diferentes elementos químicos têm propriedades químicas diferentes;

 Durante uma reação química, nenhum átomo de determinado elemento desaparece ou se transforma em um átomo de outro elemento; (Lei de Lavoisier)

 Formam-se substâncias compostas quando se combinam átomos distintos de mais de um elemento;

No entanto:

 qual o tamanho exato do átomo?  quanto pesa um átomo?

 por que os átomos se combinam entre si da forma que se combinam?

Gases

 Os químicos encontraram uma série de leis que se aplicam em particular a gases. Os gases apresentam um

comportamento muito simples, e muitas destas leis

representam evidências valiosas para a existência do átomo.

 Onze elementos da tabela periódica são gases nas condições normais. Veja a figura ao lado.

 Temos também gases à temperatura ordinárias, que são

Lei volumétricas das reações químicas

Estudos realizados por Gay-Lussac levaram-no, em 1808, a concluir:

Lei de Gay-Lussac: _“Os volumes de gases que participam de uma reação química, medidos nas mesmas condições de pressão e temperatura,

guardam entre si uma relação constante que pode ser expressa através

de números inteiros. “

Preparação de dois litros de vapor d’água:

2 litros de hidrogênio e um litro de oxigênio (gases na mesma condição de pressão e temperatura).

Relação entre volumes dos gases que participam do processo:

2 volumes de hidrogênio; 1 volume de oxigênio; 2 volumes de vapor d’água. hidrogênio + oxigênio  Vapor d’água

20 cm3 _{10 cm}3 _{20 cm}3

180 dm3 _{90 dm}3 _{180 dm}3

82 ml 41 ml 82 ml

126 l 63 l 126 l

Note que o volume final não é a soma do volume dos reagentes!

 Existem reações entre gases que ocorrem com expansão de volume, isto é, o volume dos produtos é maior que o volume dos reagentes, como por exemplo na decomposição do gás amônia:

 Em outras reações gasosas o volume se conserva, isto é, a soma dos volumes dos reagentes o volume final do produto é o mesmo. É o que acontece, por exemplo, na síntese de cloreto de hidrogênio:

Amônia  Hidrogênio + Nitrogênio

2 vol. 3 vol. 1 vol.

Hidrogênio + Cloro  Cloreto de hidrogênio

Hipótese de Avogadro (1811)

 Na tentativa de explicar a lei volumétrica de Gay-Lussac, Amadeo Avogadro propôs que amostras de gases diferentes, ocupando o mesmo volume e submetidas às mesmas condições de pressão e temperatura, são

formadas pelo mesmo número de moléculas.

 Voltamos ao exemplo da formação do vapor d’água (todos os gases submetidos às mesmas condições de pressão e temperatura) temos:

ou seja, a relação entre os volumes dos gases que reagem e que são formados numa reação é a mesma relação entre o número de moléculas participantes.

hidrogênio + oxigênio  Vapor d’água

Dados

experimentais 2 vol. 1 vol. 2 vol.

Hipótese de

Hipótese de Avogadro (1811)

 Em termos muito simples, podemos pensar na hipótese de Avogrado da seguinte maneira: os constituintes básicos de qualquer gás ocupam basicamente o “mesmo espaço”.

 Exemplo: formação da água

O H



H

H₂O

 Outra decorrência da hipótese de Avogadro é que os coeficientes estequiométricos das

equações que representam reações entre gases, além de indicar a proporção entre o número de moléculas que reage, indica, também, a proporção entre os volumes das substâncias gasosas que participam do processo, desde que medidas nas mesmas condições de pressão e temperatura.

 Exemplos:

 síntese de vapor d’água:

2 H_2(g) + O_2(g)  2 H₂O_(g) 2 vol + 1 vol  2 vol

 decomposição da amônia:

2 NH_3(g)  N_2(g) + 3 H_2(g) 2 vol  4 vol

 síntese de cloreto de hidrogênio:

H_2(g) + Cl_2(g)  2 HC_1(g) 1 vol + 1 vol  2 vol

Massas relativas de átomos e moléculas

 A hipótese de Avogadro permitiu, mesmo sendo impossível determinar a massa de uma molécula, comparar as massa de várias moléculas. Em outras palavras a hipótese de Avogadro permite calcular quantas vezes uma molécula é mais leve ou mais pesada do que a outra.

 Sabe-se que 10 litros de gás hidrogênio, submetido a 0ºC e 1 atm, pesam 0,893 grama e que o mesmo volume de oxigênio, nas mesmas condições de pressão e temperatura, pesa 14,3 gramas. Como tanto os volumes dos gases, como as condições de pressão e temperatura em que se

encontram são iguais, as amostras gasosas são formadas pelo mesmo número de moléculas.

 Podemos, então, escrever:

o que mostra que uma molécula de oxigênio é 16 vezes mais pesada que uma molécula de hidrogênio _– embora não saibamos determinar a

massa de uma ou de outra, isoladamente.

massa de uma molécula de oxigênio massa de uma molécula de hidrogênio=

14,3g

 Wilhen Ostvald (1900) – introduziu o conceito de mol.

Um mol é simplesmente uma determinada quantia fixa de objetos, como uma dúzia (12), uma dezena (10), etc... A diferença é que o mol é geralmente usado para objetos muito pequenos (moléculas, átomos, etc...), por isso, o mol é escolhido como sendo um número muito grande.

 Definição atual: o mol é definido como o número de átomos que existe em

precisamente 12g de carbono 12.

A massa de um átomo de carbono-12 foi determinada por técnicas modernas como sendo 1,99265 x 10-23 _{g. Portanto, o número de átomos de Carbono 12}

numa amostra de 12g é dado por:

1 mol de objetos = 6,0221x1023 _objetos

 Esse número também é conhecido como constate de Avogrado ou número

de Avogrado N_A. Como veremos, a determinação deste número foi o primeiro argumento decisivo em prol da existência física concreta dos átomos.

12g

 A massa molar M de um elemento é a massa de um mol de seus

átomos, e a massa molar de um composto molecular é a massa por mol de suas moléculas. A unidade de massa molar é gramas por mol (g.mol-1_).

A massa molar M dos elementos é dada na tabela periódica

 Exemplo: A massa de uma moeda de cobre é 3,20 g. Suponha que ela foi feita com cobre puro. (a) Quantos mols de átomos de Cu contêm a moeda, dada a massa molar de Cu de 63,54 g.mol-1. _{(b) Quantos átomos (N) Cu}

estão presentes?

a)

b)

Natureza dos gases



As leis químicas dos gases fornecem evidências sobre a existência de

átomos, mas não são capazes de determinar a massa, ou o tamanho

preciso de um átomo.



Vamos investigar agora algumas

propriedades físicas

dos gases,

como pressão, temperatura e volume.



Muitas das propriedades físicas de diferentes gases são semelhantes

entre si, independente dos tipos de moléculas/elementos que os

constituem. Essa observação torna possível descrever-los de maneira

conjunta, com

leis universais dos gases

, em vez de tratar cada um

isoladamente.



Os gases são um exemplo de matéria formada por um número muito



Observações chave

:



gases são em geral muito compressíveis

:

Podem ser confinado em um volume menor do que o volume original. Os gases são muito mais compressíveis do que o sólidos e os líquidos 

isto sugere que há muito espaço livre entre as moléculas dos gases.



Se expandem rapidamente

para encher o espaço disponível  isto sugere que as moléculas se movem rapidamente .



A pressão dentro de um recipiente é a mesma em todas as

direções

 inferimos que o movimento das moléculas é caótico (nenhuma direção é favorecida).



Deste modo, nossas observações nos levam a crer que:



A pressão P de uma gás é a força F exercida pelo gás sobre

uma parede do recipiente que o contêm, dividida pela área

sobre a qual esta força se aplica:



Unidades SI:



1 N = 1 kg m/s

(

unidade de força)



1 Pa = 1 N/m

(

unidade de pressão)



Outra unidade muito utilizada



1 atm= 1,01325



10

Pa = 101,325 kPa

P

=

F

A

 Entenda um gás como um conjunto muito grande de moléculas que se move aleatoriamente em todas as direções, e pode-se entender a pressão que o gás exerce sobre as paredes do recipiente que o contém como o resultado das colisões das moléculas com a superfície do recipiente.

Cada colisão gera uma pequena força da molécula contra a parede do gás. A

pressão corresponde a uma média desta força, provocada pelo enorme números de moléculas que estão constantemente colidindo com a parede.

Pressão

 Quanto mais forte forem as colisões das moléculas sobre a superfície, maior será a força e,

• A gravidade exerce uma força sobre a atmosfera terrestre.

Basicamente, se pensamos numa coluna de ar de 1m2_{, que se}

estende até os limites da

atmosfera, esta coluna exerce uma

força sobre a superfície (que é igual ao seu peso).

• O peso de uma coluna de ar de 1 m2 _{de seção transversal é}

aproximadamente 105 _N.

• A pressão devida a esta coluna de ar é

P

=

F

A

=

10

N

1

m

=

10

5

Pa

=

1

atm

Pressão atmosférica

•

A pressão atmosférica é

medida com um barômetro.

•

Se um tubo é inserido em

um recipiente de mercúrio

aberto à atmosfera, na altura

do nível do mar, o mercúrio

subirá 760 mm no tubo.

•

Esta observação indica que

a pressão atmosférica

Como encontramos a relação entre a altura h

e a pressão atmosférica p ?



Suponha que a área transversal da coluna seja A



O volume do mercúrio que está na coluna é dado por V = h a



A massa, m, pode ser encontrada através da densidade

r

como

sendo m=

r

V=

r

ha



A força da gravidade é F = mg. Assim :



A pressão, P, exercida pela coluna de

mercúrio é proporcional à altura da coluna h.

P

=

F

A

=

ρ

h A g

•

Exercício01:

Suponha que a altura de coluna de mercúrio

em um barômetro é 760 mm Hg. Qual é a pressão

atmosférica em pascal?



Dados:

r

=13.546 kg.m

; g=9,80 m/s

P=

r

hg

=

(13546 kg.m

_{)x(0,760m)x(9,80 m/s}

₎

P= 1,01 x10

_kg.m

_.s

_{= 1,01 x10}

_Pa

Exercício 02: Qual é a pressão atmosférica se a altura da coluna de mercúrio, em um barômetro é 756mm?

Exercício 03: A densidade da água em 200 _{C é 0,998 g.cm}-3 _{. Que altura}

Leis dos Gases



Nos determina como a variação da pressão

com o volume e a temperatura estão relacionadas.



Os primeiros estudos foram feitos por Robert Boyle

em 1662

_–

efeito da pressão sobre o volume



Um século e meio mais tarde, com a ajuda de balões de ar quente,

Jacques Charles e Joseph-Louis Gay-Lussac, descobriram outras

relações entre essas três variáveis de estado.

Lei de Boyle

Relação Pressão-Volume

A Lei de Boyle

: o volume de

uma quantidade fixa de gás é

inversamente proporcional à

sua pressão.

Usando um tubo em formato de J,

Boyle verteu mercúrio,

prendendo ar no lado menor do

tubo. Quanto mais mercúrio ele

adicionava, mais o gás era

comprimido!

Lei de Boyle



Os gráficos abaixo mostram a dependência da pressão P

Lei de Boyle



O segundo gráfico deixa claro que a pressão é exatamente

proporcional (linear) ao inverso do volume, 1/V.

A lei de Boyle resume o efeito da pressão sobre o volume de uma quantidade fixa de gás em temperatura

constante. Para uma temperatura constante, a pressão é inversamente

Lei de Boyle: interpretação em nível de

moléculas



Nosso modelo de gás é consistente

com a Lei de Boyle. Quando um

gás é comprimido, suas moléculas

são confinadas em um volume

menor.



Aumenta

a

concentração

de

Lei de Charles

Relação Temperatura-Volume

Motivados pelo surgimento dos balões de ar quente, Charles e

Gay-Lussac fizeram uma série de experimentos com intenção de

melhorar o desempenho dos balões.

O volume de uma quantidade fixa

de gás sob pressão constante

 Se repetimos o mesmo experimento para diferentes

gases e a diferente pressões obtemos o gráfico ao lado.

 Observe que quando as curvas são extrapoladas para

volume zero, todas as curvas interceptam o mesmo ponto .

• Quando T é medida em C, a intercepção no eixo da temperatura é -273,15C.

• Definimos o zero absoluto,

0 K = -273,15C

que é a temperatura mais baixa possível, já que não existe volume negativo. A temperatura em Kelvin (K) pode ser obtida somando-se -273,15 à temperatura em graus Celsius (C. )

• Na prática, todos os gases condensam e se tornam líquidos antes de alcançar esta temperatura.

 Essa expressão nos diz que se a temperatura (absoluta) de uma quantidade fixa de gás sob pressão constante é duplicada, então o volume dobra.

 Uma expressão semelhante resume a variação da pressão de uma amostra de um gás que é aquecido em um recipiente de volume fixo. A pressão varia linearmente com a temperatura e os dados experimentais podem ser extrapolados para pressão zero em é -273,15C.

Lei de Charles: interpretação em nível

de moléculas

 Podemos explicar o efeito da temperatura sobre a pressão de um gás em recipiente de volume constante da seguinte forma:

Vamos imaginar que a temperatura está relacionada com a velocidade com que as moléculas do gás se deslocam.

Quando a temperatura de um gás aumenta, a velocidade média das moléculas aumenta. As moléculas chocam-se com as paredes com frequência maior e exercem uma força maior nas paredes, logo a pressão aumenta.

 Já para explicar o efeito da temperatura sobre o volume de um gás a pressão constante, usamos o mesmo raciocínio.

A equação dos gases ideais

•

Considere as três leis dos gases:

•

Lei de Boyle:

•

Lei de Charles:

•

Lei de Avogadro

•

Podemos combiná-las em uma lei geral dos gases:



Quando a constante de proporcionalidade das leis é escrita

como R, temos a conhecida

Lei dos gases ideais

•

R

é chamada de

constante dos gases

e tem o mesmo valor

para todos os gases:

R

= 0,08206 L atm mol

_K

= 8,314 J mol

_K



A lei dos gases ideais é um exemplo de

equação de estado



relaciona P, T, V e n para uma determinada substância.



Um gás hipotético que obedece a lei dos gases ideais é

chamado de

gás ideal.



Todos os gases reais obedecem essa equação no limite em

que P



0. Lei limite, idealizada.



Para alguns gases ela descreve bem em pressões normais.

Comumente, em ciência, descrevemos sistemas mais

complicados (como um gás real) através de uma idealização

(o gás ideal), desde que o comportamento de ambos seja

bastante parecido em determinadas condições experimentais.



A lei dos gases nos permite fazer predições quando duas ou mais

variáveis são alteradas simultaneamente.



Assim para situação 1 temos :



Para a situação 2 temos:



Combinando 1 e 2 obtemos:



Esta equação é conseqüência direta da leis dos gases ideais e não

uma nova lei!

2

2

2

2

1

1

1

1

T

n

V

P

T

n

V

P

_

•

Definimos TPP (temperatura e pressão padrão)

0



C = 273,15 K ; 1 atm.

•

O volume de 1 mol de gás na TPP é:

A equação dos gases ideais

Esse cubo tem volume igual a 25l,

aproximadamente o

mesmo volume ocupado por 1 mol de moléculas de um gás ideal a 250 _{C e 1}

 Muitos gases que conhecemos são misturas. A atmosfera é uma mistura de nitrogênio,oxigênio, argônio, dióxido de carbono e outros gases.

 Precisamos incorporar no nosso modelo de gás, as propriedades das misturas de gases.

 Vamos considerar uma mistura de gases que não reagem entre si.

 Fazendo alguns experimentos Dalton enunciou a lei das pressões parciais

A pressão total de uma mistura de gases é a soma das pressões parciais de seus componentes.











total

P

P

P

P

Mistura de Gases e a lei de pressões parciais

 A lei de pressões parciais é consistente com o nosso modelo para gases.

 Vimos que a pressão surge como choque das moléculas contra as paredes do recipiente.

 Os choques vêm de todas as moléculas da mistura. Moléculas do tipo A e B exercem pressão. A pressão total é a soma dessas pressões individuais

 Ganhamos mais uma informação:

Teoria Cinética dos Gases

• Teoria desenvolvida para explicar o comportamento dos gases.

• Suposições:

– Os gases consistem de um grande número de moléculas em movimento aleatório constante. A velocidade média destas moléculas é relacionada com a temperatura do gás.

– O volume de moléculas individuais é desprezível comparado ao volume do recipiente.

– As forças intermoleculares (forças entre moléculas de gases) são insignificantes. As forças exercidas pelas moléculas sobre as paredes do recipiente que as contêm estão relacionadas com a

Gases Reais: Desvios do comportamento ideal

•

Da equação do gás ideal, temos

•

Para 1 mol de gás,

PV

/

RT

= 1 para todas as pressões.

•

Em um gás real,

PV

/

RT

varia significativamente de 1.

•

Quanto maior for a pressão, maior será o desvio do comportamento

ideal.

n

RT

• Estes desvios reduzem-se quando a pressão diminui. Todo gás a uma pressão muito baixa se comporta como um gás ideal. Uma pressão baixa significa que há uma baixa concentração de moléculas chocando-se com as paredes, ou seja, as moléculas estão muito distantes umas das outras.

• Quando os moléculas estão muito concentradas (altas pressões, baixos volumes, baixas temperaturas), elas estão mais próximas umas das outras.

• Neste caso, duas suposições da teoria cinética dos gases podem falhar:

– as moléculas do gás têm volume finito, que já não é desprezível em comparação com a distância média entre as moléculas;

– as moléculas do gás estão próximas o bastante para que existam forças de atração molecular entre elas, que já não podem ser desprezadas.

•

À medida que as moléculas de gás

ficam mais unidas, diminui a

distância intermolecular.

•

Quanto menor for a distância entre

as moléculas de gás, maior a

chance das forças de atração

significativa se desenvolverem entre

as moléculas.

•

Conseqüentemente, menos o gás

se assemelha com um gás ideal.

A equação de van der Waals

• Adicionamos dois termos à equação do gás ideal: um para corrigir o volume das moléculas (que diminui o volume disponível para o gás) e o outro para corrigir as atrações intermoleculares (que tendem a diminuir a pressão).

• Os termos de correção geram a equação de van der Waals:

2

2

V

a

n

nb

V

nRT

P







Correção para a atração

molecular

Correção para o volume

das moléculas



V

nb



nRT

V

a

n

P

_







Modelo Atômico de Dalton (1808)

No entanto:

 qual o tamanho exato do átomo?  quanto pesa um átomo?

 por que os átomos se combinam entre si da forma que se combinam?

ISSO A QUÍMICA NÃO ERA CAPAZ DE DIZER!

Toda a matéria é feita de pequenas partículas

indivisíveis e indestrutíveis chamadas de

 O resumo de todo este problema é: como determinar o número de Avogrado?

Esse cubo de 22,4l, em condições normais de T e P, contêm um mol de moléculas.

Se soubermos quanto vale N_A, sabemos contar exatamente quantos átomos estão contido aqui dentro!

N

=

6,0221

×

10

 Sabemos que 1 mol = N_A átomos de carbono-12 pesam 12g. Quanto pesa um átomo de carbono?

Se conhecemos N_{A, podemos “pesar” o átomo de carbono!}

m

=

12g

N

 Johann Josef Loschmidt foi o primeiro a estimar, basedo em experiências, o número de Avogrado em 1865. O seu cálculo foi basicamente correto em ordem de magnitude.

 Os seus experimentos não eram ainda precisos o suficiente para fornecer um cálculo confiável de N_A.

 Apenas a partir de 1910 físicos como Milikan e Perrin desenvolveram técnicas experimentais que permitiram

calcular o número de Avogrado, obtendo essencialmente o valor que conhecemos hoje.

 Um dos trabalhos que efetivamente convenceu os mais céticos que N_A podia ser calculado a partir de experimentos, foi o artigo de Einstein de 1905 sobre o movimento

 MOVIMENTO BROWNIANO: um movimento errático, aparentemente aleatório, executado por

pequenas partículas quando suspensas num líquido.  Relatado por Jan Ingenhousz em 1785,

observando partículas de carvão flutuando em álcool.

 Re-descoberto por Robert Brown em 1827,

observando partículas de pólem mergulhados em água.

 EXPLICAÇÃO: o choque constante das partículas observadas com as moléculas que compõem o

líquido, que são muito menores e se movem aleatoriamente, provocando este movimento.

 Perrin foi o primeiro a fazer as

observações propostas por Einstein em 1908, e conseguiu o valor

N

∼

7

×

10

 Ao longo das primeiras décadas do

século XX, Einstein e outros propuseram outras formas de determinar N_A, usando os mais diversos fenômenos físicos.

Todos estes esperimentos indicavam o mesmo valor de N_A, próximo do que conhecemos hoje.

 No começo do século XX, físicos muito influentes, como Wilhelm Ostwald e

Ernest Mach duvidavam da existência dos átomos.

 O principal argumento era justamente que eram partículas por demais pequenas para que suas características fossem medidas.

Os resultados das diferentes tentativas de determinar N_A finalmente convenceram Ostwald da realidade da existência do átomo...

… enquanto que Mach

 A existência do átomo é uma idéia que surgiu há mais de 2.000 anos, e que só foi cientificamente concretizada nas primeiras décadas do século XX, culminando o trabalho de muitos químicos e físicos por mais de dois séculos.

 Hoje em dia, já não se questiona a existência do átomo, e sim procura-se maneiras de manipulá-lo de formas que seja mais conveniente.

Em 1990, cientistas trabalhando na IBM conseguiram manipular átomos

individuais, depositando-os sobre uma superfície metálica para formar as letras

PARA LER MAIS

 Física Moderna, Origens Clássicas e Fundamentos Quânticos, F. Caruso e V. Oguri, Editora Campus

• Capítulo 1 (opcional, história da concepção filosófica do átomo)

• Capítulo 2

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