Modelos atômicos

Modelos Atômicos
Professor Ms. Lucas Mariano da Cunha e Silva

 Teoria Atômica da Matéria;
 Teoria Atômica de Dalton;
 O Descobrimento da Estrutura Atômica;
 Raios Catódicos;
 Teoria Atômica de Thomson;
 Teoria Atômica de Rutherford;
 A Visão Moderna da Estrutura Atômica;
 Número Atômico, Número de massa e Isótopos;
 Estrutura Eletrônica dos Átomos;

 A noção de átomo tem os seus primórdios no
filósofo grego Demócrito que, no séc. IV AC, e
contra as idéias dominantes de Aristóteles,
considerava a matéria composta de partículas
indivisíveis, os átomos. Só em 1808 um cientista
inglês, Dalton, formulou uma definição precisa
acerca dos átomos. As suas hipóteses foram as
seguintes:

 Cada elemento é composto de partículas
extremamente pequenas chamadas átomos;
 Todos os átomos de um dado elemento são
idênticos; os átomos de diferentes elementos são
diferentes e têm diferentes propriedades
(incluindo diferentes massas);

 Átomos de um elemento não são alterados em
diferentes tipos de átomos por meio de
reações químicas; átomos não são nem criados
nem destruídos em reações químicas.
 Compostos são formados quando átomos de mais
de um elemento combinam; um determinado
composto tem sempre o mesmo número relativo
e tipo de átomos.

 Dalton imaginava o átomo como uma unidade
indivisível, mas na realidade este possui uma
estrutura interna de partícula subatômicas:
elétrons, prótons e nêutrons. A descoberta do
elétron deve-se à invenção do tubo de raios
catódicos

 Os átomos, contendo elétrons, são contudo
eletricamente neutros, pelo que cada átomo
deveria conter igual número de cargas positivas e
de cargas negativas.
 Segundo Thomson, o átomo seria como um
“pudim de passas”, ou seja os elétrons
“embebidos” numa esfera uniforme e positiva.

 Em 1910, Rutherford decide usar partículas a
(emitidas por átomos radioativos) para provar a
estrutura do átomo. Para isso bombardeou finas
películas de ouro com estas partículas a, sendo os
resultados surpreendentes: a maioria das partículas
atravessava a película, algumas mudavam de
direção, e outras (poucas) voltavam para trás.

 Rutherford propôs assim, que as cargas positivas
estavam concentradas num núcleo, na parte
central do átomo.
 As cargas positivas no núcleo são chamadas de
prótons. Cada um tem uma massa de
~ 1,67252×10-24 g, ou seja cerca de 1840 vezes a
massa de um elétron. O átomo é cerca de 10000
vezes maior do que o seu respectivo núcleo.

 Apesar do sucesso de Rutherford, na tentativa de
explicar a estrutura do átomo, continuavam muitos
aspectos por esclarecer. Por exemplo, sabia-se que
o hidrogênio continha um próton e o hélio 2
prótons, mas a relação de massas não era de 2:1
mas sim de 4:1 (despreza-se a massa dos elétrons
que é muito pequena comparada com a dos
prótons).

 Isto só foi resolvido com a descoberta do nêutron
por Chadwick, em 1932. Chadwick bombardeou
uma película de berílio com partículas a, e o metal
emitia uma radiação altamente energética,
constituída por partículas α neutras, e com uma
massa ligeiramente superior à do próton: o
nêutron.

 Com esta descoberta, a constituição do átomo
ficou definitivamente estabelecida: os átomos são
constituídos por núcleos muito pequenos e muito
densos, cercados por “nuvens” de elétrons a
relativamente grandes distâncias do núcleo. Todos
os núcleos contêm prótons. Núcleos de todos os
átomos, exceto o hidrogênio, contêm também
nêutrons.

 Na tabela seguinte resumem-se os dados relativos
à massa e carga destas três partículas subatômicas:
Partícula Massa (g) Carga (C) Unidade
de carga
Elétron 9,1095×10-28 - 1,6022×10-19 -1
Próton 1,67252×10-24 +1,6022×10-19 +1
Nêutron 1,67495×10-24 0 0

 Todos os átomos podem ser identificados pelo
número de prótons e de nêutrons que os
constituem.
 O número atômico (P ou Z) é o número de prótons
no núcleo de cada átomo de um elemento. Num
átomo neutro, o número de prótons é igual ao
número de elétrons, pelo que o número atômico
indica também o número de elétrons no átomo.

 Só o hidrogênio tem 1 próton, só o hélio tem 2
prótons, só o lítio tem 3 prótons, etc. Facilmente
se conclui que o número atômico nos indica
imediatamente de que elemento se trata.
 O número atômico é como se fosse o RG do
elemento, cada um tem o seu.

 O número de massa (A) é o número total de
nêutrons e prótons presentes no núcleo de um
átomo. Daqui pode concluir-se que o número de
nêutrons é dado por A - Z.
 A forma de representar o núcleo de um átomo é
 Exemplos:
X
A
Z
Li
13
7 Na
23
11 Ca
40
20 O
16
8 F
19
9 P
31
15

 Em muitos casos, átomos de um mesmo elemento
não têm todos a mesma massa. Isto deve-se a
existirem átomos com o mesmo número de
prótons, mas diferente número de nêutrons.
Átomos com o mesmo número atômico mas
diferente número de massa são chamados
isótopos.

 Um exemplo de isótopos são os dois isótopos do
urânio:
 Outro exemplo são os três isótopos do hidrogênio:
o hidrogênio, o deutério e o trítio:
U
235
92 U
238
92
H
1
1 H
2
1 H
3
1

 As propriedades químicas de um elemento são
determinadas sobretudo pelo número de prótons e
elétrons no átomo. Nêutrons não entram em
reações químicas, em condições normais, logo
isótopos de um mesmo elemento têm propriedades
químicas semelhantes.

 Radiação eletromagnética
 Como sabemos, a luz solar é constituída pela
sobreposição de radiações de diferentes cores,
desde o vermelho ao violeta, sendo o conjunto
dessas radiações designado por espectro visível.

 De fato, desde os trabalhos de Newton que se
sabia que, embora a luz do sol seja branca, quando
um feixe dessa luz atravessa certos meios
transparentes origina uma série de cores, que vão
do vermelho ao violeta. A luz branca é constituída
por uma série contínua de radiações que podem
ser separadas num prisma, dando origem ao
espectro visível.

 Existem também outras radiações, para além do
visível, que se manifestam de outra forma, como
as radiações no infravermelho, ultravioleta, ondas
de rádio, raios X, etc.

 Em 1864 Maxwell estabeleceu que qualquer
radiação visível ou invisível era a propagação de
um campo elétrico e de um campo magnético
vibratórios, constantemente normais entre si. Esta
propagação dá-se com uma velocidade constante,
c, que no vazio tem o mesmo valor para todas as
radiações: c = 3×108 m.s-1.

 As principais características de uma radiação são
o seu comprimento de onda, λ, que é a distância
entre dois pontos consecutivos na mesma fase de
vibração, e a freqüência, ν, que é o número de
vibrações produzidas na unidade de tempo. A
relação entre ambas vem:

 A relação entre ambas vem:
 O espectro eletromagnético estende-se das ondas
de rádio (baixa freqüência) até aos raios γ (alta
freqüência).

 Vimos que a radiação eletromagnética tem
características ondulatórias. Contudo, qualquer
radiação transporta energia. Podemos verificar
isso quando um corpo aquece por ação da luz
solar, ou quando esta é utilizada na fotossíntese.
 Quando sólidos são aquecidos emitem radiações,
com vários comprimentos de onda (por exemplo o
fio de tungstênio das lâmpadas).

 Em 1900, Planck descobriu que a energia das
radiações emitidas (ou absorvidas) por átomos e
moléculas só poderia assumir quantidades
discretas, isto é, um oscilador atômico só poderia
ter energias dadas pela expressão fundamental:
E = nhν
 onde n é a freqüência, n é um número inteiro e h é
uma constante, a constante de Planck, cujo valor
é: h = 6.626×10-34 J.s.

 Planck deu o nome de quantum à mais pequena
quantidade de energia que pode ser emitida ou
absorvida e que é dada por hν.
 De acordo com a teoria de Planck, a energia é
sempre emitida ou absorvida em múltiplos de hν,
isto é, hν, 2hν, 3hν, etc., mas nunca 1.67 hν, ou
3.48hν, por exemplo. Esta teoria rompeu com as
idéias clássicas da física e inaugurou a física
moderna.

 Com efeito, sólidos incandescentes, líquidos e
gases a alta pressão emitem radiação dando
origem a espectros contínuos. Contudo, quando
uma descarga elétrica atravessa uma amostra de
gás rarefeito, este emite radiação apenas a
comprimentos de onda específicos, dando origem
a espectros de riscas.

 Por exemplo, se aquecermos um sal de sódio na
chama, este emite radiação que corresponde a uma
risca amarela, na região do visível.
 Cada elemento tem o seu espectro de emissão
único, o que constitui um meio de identificar esse
elemento.

 É o espectro constituído por um conjunto de riscas
ou bandas negras e que se obtém
num espectroscópio quando se faz passar a luz
proveniente de uma fonte luminosa - a qual
fornece um espectro contínuo - através de um gás.

 As riscas ou bandas negras formam-se em
posições que coincidem com aquelas em que se
formariam as riscas coradas do espectro de
emissão da mesma substância e são características
de cada substância.

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