A tabela periódica que que conhecemos teve em seu início vários cientistas que tentaram desvendá-la, como se foi um enigma da pirâmide.
Atabela
periódica dos elementos químicos é
conhecida como uma ótima fonte de informação quando se deseja saber
características sobre os elementos, como: verificar quais são metais, quais os
mais densos, os mais pesados ou reativos. Entretanto, atabela
periódicanem
sempre foi assim, organizada e completa: dispor os elementos obedecendo as suas
semelhanças já foi motivo de muita discussão e estudo científico, e, embora a
tabela atual seja mais eficiente, sua formação é derivada de tantas outras mais
primitivas.
A estrutura
da matéria é estudada desde o século V a.C., quando surgiu a primeira ideia
sobre sua constituição. Os filósofos Leucipo e Demócrito afirmavam que a
matéria não poderia ser dividida infinitamente, chegando a uma unidade
indivisível denominada átomo. Essas especulações foram substituídas por modelos
baseados em estudos experimentais após milhares de anos.
Baseado nas
leis ponderais de Lavoisier e Proust, o cientista John Dalton, por volta do ano
de 1808, elaborou sua teoria sobre a matéria, conhecida como teoria atômica de
Dalton. As principais conclusões do modelo atômico de Dalton foram:
A
matéria é formada por partículas extremamente pequenas chamadas átomos;
Os
átomos são esferas maciças e indivisíveis;
Os
átomos com as mesmas propriedades, constituem um elemento químico;
Elementos
diferentes são constituídos por átomos com propriedades diferentes
As reações químicas são rearranjos,
união e separação, de átomos.
MODELO DE THOMSON
Baseado em experiências com cargas
elétricas, o cientista inglês Joseph John Thomson, no final do século XIX,
concluiu que o átomo não era uma esfera indivisível, como sugeriu Dalton. A
experiência que levou a elaboração desse modelo, consistiu na emissão de raios
catódicos, onde as partículas negativas eram atraídas pelo polo positivo de um
campo elétrico externo. Essas partículas negativas foram chamadas de elétrons,
e para explicar a neutralidade da matéria, Thomson propôs que o átomo fosse uma
esfera de carga elétrica positiva, onde os elétrons estariam uniformemente
distribuídos, configurando um equilíbrio elétrico.
MODELO DE RUTHERFORD
No início do século XX, o cientista
Ernest Rutherford, utilizando a radioatividade, descobriu que o átomo não era
uma esfera maciça, como sugeria a teoria atômica de Dalton. Surgia assim um
novo modelo atômico.
Rutherford bombardeou uma lâmina de
ouro com 10-5 cm de espessura, envolvida por uma tela de sulfeto de zinco,
com partículas α (lê-se: alfa) provenientes do elemento polônio
protegido por um bloco de chumbo perfurado. Essa experiência revelou que a
grande maioria das partículas atravessavam a lâmina de ouro, enquanto outras
partículas passavam e sofriam pequenos desvios, e uma quantidade muito pequena
não atravessava a lâmina. O percurso seguido pelas partículas α foi
detectado devido à luminosidade refletida na tela de sulfeto de zinco.
Comparando o
número de partículas emitidas com o de desviadas, Rutherford deduziu que a
massa da lâmina de ouro estaria localizada em pequenos pontos, denominados
núcleos, e que o raio do átomo deveria ser 10.000 a 100.000 vezes maior que o
raio do núcleo, sendo o átomo formado por espaços vazios. A maioria das
partículas atravessou a lâmina por meio desses espaços. A explicação para as
partículasα que sofreram desvios foi dada pelo fato do núcleo positivo da
lâmina de ouro repelir as partículas alfa também positivas. As partículas que
não atravessaram teriam colidido frontalmente com esses núcleos, sendo
rebatidas.
O modelo atômico de Rutherford concluiu
que o átomo era composto por um pequeno núcleo com carga positiva neutralizada
por uma região negativa, denominada eletrosfera, onde os elétrons giravam ao
redor do núcleo.
MODELO DE BOHR
De acordo com Rutherford, em um átomo,
os elétrons se deslocavam em órbita circular ao redor do núcleo. Porém, esse
modelo contrariava a física clássica, que segundo suas teorias, o átomo não
poderia existir dessa forma, uma vez que os elétrons perderiam energia e
acabariam por cair no núcleo. Como isso não ocorria, pelo átomo ser uma
estrutura estável, o cientista dinamarquês Niels Bohr aperfeiçoou o modelo
proposto por Rutherford, formulando sua teoria sobre distribuição e movimento
dos elétrons. Baseado na teoria quântica proposta por Plank, Bohr elaborou os
seguintes postulados:
I- Os elétrons descrevem ao redor do
núcleo órbitas circulares, chamadas de camadas eletrônicas, com energia
constante e determinada. Cada órbita permitida para os elétrons possui energia
diferente.
II- Os elétrons ao se movimentarem numa
camada não absorvem nem emitem energia espontaneamente.
III- Ao receber energia, o elétron pode
saltar para outra órbita, mais energética. Dessa forma, o átomo fica instável,
pois o elétron tende a voltar à sua orbita original. Quando o átomo volta à sua
órbita original, ele devolve a energia que foi recebida em forma de luz ou
calor.
O modelo Rutherford-Bohr apresenta
alguns problemas, como por exemplo, ele não explica por que o elétron apresenta
energia constante, não explica as reações químicas, descreve órbitas circulares
ou elípticas, quando na verdade os elétrons não descrevem essa trajetória,
dentre outras restrições.
Coeficiente de
solubilidade: é a
medida da capacidade que um soluto possui de se dissolver numa
quantidade-padrão de um solvente, em determinadas condições de temperatura e
pressão. Em outras palavras, é a quantidade máxima que pode ser dissolvida de
soluto numa dada quantidade de solvente, a uma determinada temperatura e
pressão.
Soluto: substância dissolvida pelo
solvente. Por exemplo, na mistura de água e sal, o sal é o soluto. Parte sólida.
Solvente: substância que dissolve o
soluto. No exemplo citado no item anterior, a água é o solvente. Parte líquida.
Solução: misturas homogêneas de duas ou
mais substâncias, isto é, de aspecto uniforme. Exemplos: água e sal, água e
álcool, água e açúcar, ligas metálicas, o ar, etc.;
Para todo cálculo é
importante saber regra de três.
Exemplo:
(Fuvest-SP)Um analgésico em gotas deve ser ministrado
na quantidade de 3 mg por quilograma de massa corporal, não podendo contudo
exceder 200 mg por dose. Cada gota contém 5 mg de analgésico. Quantas gotas
deverão ser ministradas a um paciente de 80 kg? Indique seu raciocínio.
Resolução
3 mg_____________1 kg de massa corporal
X mg____________80 kg de massa corporal
X = 3⋅80 X= 240 mg
Como não se pode exceder 200 mg por dose e cada gota contém 5
mg de analgésico, então:
200 mg divididos por 5 = 40 gotas. Agora procure resolver os exercícios.
A densidade é uma propriedade específica de cada material que serve para identificar uma substância. Essa grandeza pode ser enunciada da seguinte forma:
Matematicamente, a expressão usada para calcular a densidade é dada por:
A unidade de densidade no SI é o quilograma por metro cúbico (kg/m3), embora as unidades mais utilizadas sejam o grama por centímetro cúbico (g/cm3) ou o grama por mililitro (g/mL).
A concentração comum (C) de uma solução química é a relação entre a massa do soluto (m1) e o volume da solução (v). A sua unidade no Sistema Internacional é gramas por litro (g/L). Além de ser muito utilizada em laboratórios, é também muito usada para indicar a composição de alimentos e medicamento.
Matematicamente ela é expressa pela fórmula:
onde C = Concentração comum e sua unidade no SI é dada em g/L;
m1 = massa do soluto em g;
v = volume da solução em L.
Agora resolva os exercícios que estão na barra superior e confira seus conhecimentos e boa sorte.
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