Descobrimentos sobre a Natureza do Átomo: Demócrito, Thomson e Rutherford, Notas de estudo de Engenharia Ambiental

Baixe Descobrimentos sobre a Natureza do Átomo: Demócrito, Thomson e Rutherford e outras Notas de estudo em PDF para Engenharia Ambiental, somente na Docsity! ATOMÍSTICA Colégio da Polícia Militar Unidade Ayrton Senna Profª Especialista Thaiza Montine http://quimilokos.weblogger.com.br/ A Evolução dos Modelos Atômicos Leucipo (450 a. C.) (pensamento filosófico) Leucipo viveu por volta de 450 a. C. (à 2.450 de anos atrás) e dizia que a matéria podia ser dividida em partículas cada vez menores, até chegar-se a um limite. Thomson (1.897) (métodos experimentais) Pesquisando os raios catódicos, o físico inglês J. J. Thomson demonstrou que os mesmos podiam ser interpretados como sendo um feixe de partículas carregadas de energia elétrica negativa, as quais foram chamadas de elétrons. Utilizando campos magnéticos e elétricos, Thomson conseguiu determinar a relação entre a carga e a massa do elétron. Ele conclui que os elétrons (raios catódicos) deveriam ser constituintes de todo tipo de matéria pois observou que a relação carga/massa do elétron era a mesma para qualquer gás que fosse colocado na Ampola de Crookes (tubo de vidro rarefeito no qual se faz descargas elétricas em campos elétricos e magnéticos). Com base em suas conclusões, Thomson colocou por terra o modelo do átomo indivisível e apresentou seu modelo, conhecido também como o "modelo de pudim com passas": Modelo de Thomsom: "pudim com passas".   O pudim é toda a esfera positiva (em azul) e as passas são os elétrons (em amarelo), de carga negativa. Rutherford (1911) (métodos experimentais) Rutherford bombardeou uma fina lâmina de ouro (0,0001 mm) com partículas "alfa" (núcleo de átomo de hélio: 2 prótons e 2 nêutrons), emitidas pelo "polônio" (Po), contido num bloco de chumbo (Pb), provido de uma abertura estreita, para dar passagem às partículas "alfa" por ele emitidas.     Envolvendo a lâmina de ouro (Au), foi colocada uma tela protetora revestida de sulfeto de zinco (ZnS). Rutherford e seus colaboradores verificaram que, para aproximadamente cada 10.000 partículas alfa que incidiam na lâmina de ouro, apenas uma (1) era desviada ou refletida. Com isso, concluíram que o raio do átomo era 10.000 vezes maior que o raio do núcleo. Comparando, se o núcleo de um átomo tivesse o tamanho de uma azeitona, o átomo teria o tamanho do estádio do Morumbi. Surgiu então em 1.911, o modelo do átomo nucleado, conhecido como o modelo planetário do átomo: o átomo é constituído por um núcleo central positivo, muito pequeno em relação ao tamanho total do átomo porém com grande massa e ao seu redor, localizam- se os elétrons com carga negativa (compondo a "enorme" eletrosfera) e com pequena massa, que neutraliza o átomo. Bohr (1.913) (métodos experimentais) Nota-se no modelo de Rutherford dois equívocos:  uma carga negativa, colocada em movimento ao redor de uma carga positiva estacionária, adquire movimento espiralado em direção à carga positiva acabando por colidir com ela;  uma carga negativa em movimento irradia (perde) energia constantemente, emitindo radiação. Porém, sabe-se que o átomo em seu estado normal não emite radiação. O físico dinamarquês Niels Bohr conseguiu "solucionar" os equívocos cometidos por Rutherford baseando- se na seguinte idéia: · um elétron num átomo adquire apenas certas energias, e cada energia é representada por uma órbita definida, particular. Se o elétron recebe energia ele pula para uma outra órbita mais afastada do núcleo. Pode ocorrer no elétron a perda de energia por irradiação, e sendo assim, o elétron cai para uma órbita mais próxima do núcleo. Todavia o elétron não pode ficar entre duas órbitas definidas, específicas, pois essa não seria uma órbita estável ( órbita não específica ). Teoria Quântica  De acordo com Max Planck (1900), quando uma partícula passa de uma situação de maior para outra de menor energia ou vice-versa, a energia é perdida ou recebida em "pacotes" que recebe o nome de quanta (quantum é o singular de quanta).      O quantum é o pacote fundamental de energia e é indivisível. Cada tipo de energia tem o seu quantum.      A Teoria Quântica permitiu a identificação dos elétrons de um determinado átomo, surgindo assim  os "números quânticos". Sommerfeld (1.916) (postulou)  Após o modelo de Bohr postular a existência de órbitas circulares específicas, definidas, em 1.916 Sommerfeld postulou a existência de órbitas não só circulares, mas elípticas também. Para Sommerfeld, num nível de energia n, havia uma órbita circular e (n-1) órbitas elípticas de diferentes excentricidades. Por exemplo, no nivel de energia n = 4 (camada N), havia uma órbita circular e três órbitas elípticas. Cada uma das órbitas elípticas constitui um subnível, cada um com sua energia.     Ao pesquisar o átomo, Sommerfeld concluiu que os elétrons de um mesmo nível, ocupam órbitas de trajetórias diferentes (circulares e elípticas) a que denominou de subníveis, que podem ser de quatro tipos:  s , p , d , f . Enprájid dog Hiveis Mtal A deli 4 M || E nt | E E Enerbio dos $ubni io Hot dio JE E Jota E  Sabe-se que um átomo é tão pequeno, que não conseguimos enxergá-lo, mesmo com a ajuda de um microscópio. Mas através de resultados experimentais, conseguimos chegar ao que é chamado de modelo atômico .  Um átomo é constituído por uma parte central chamada de núcleo, onde se encontram os prótons (partículas positivas) neutrons (partículas neutras) e uma outra parte que circunda esta parte central,  chamada de eletrosfera, onde estão os elétrons (partículas negativas). Estas partículas que compõe os átomos, são chamadas de fundamentais. Partícula Carga Massa Próton(p) + 1 Nêutron(n) Neutro 1 Elétron(e-) - 1/1840 A massa do elétron é 1840 vezes menor que do próton ou do nêutron, por isso é desprezível. A massa do átomo está concentrada no seu núcleo.  Exemplos:  Representação: AX símbolo 14N   56Fe Representação:  Com estas informações, conseguimos determinar a quantidade de cada partícula fundamental.  Veja alguns exemplos: Observe que no exemplo acima o número atômico igual a 1, determina o hidrogênio, mas a massa de cada hidrogênio e diferente. O símbolo representa o elemento químico, conjunto de átomos de mesmo número atômico. O número atômico define o elemento químico. Quando falamos no urânio, o número atômico é 92, sempre. Mas temos na natureza átomos de urânio com diferentes massas, por exemplo: A estes átomos com mesmo número atômico e diferente número de nêutrons, chamamos de isótopos. ISÓTOPO DO URÂNIO - 235 ISÓTOPO DO URÂNIO - 238 Se é urânio, o número atômico é 92, o número que acompanha o nome do elemento é a sua massa. O acidente nuclear que aconteceu em Goiânia, no mês de setembro de 1987, foi causado pelo césio - 137, ou seja, isótopo  do césio de massa 137. ISÓBAROS  São átomos que apresentam o mesmo número de massa, porém não faz parte do mesmo elemento químico, ou seja, apresenta número atômico diferente. Mesma massa nº atômico e número de nêutrons diferentes, são isóbaros. ISÓTONOS  São átomos que apresentam a semelhança no número de nêutrons, ou seja, a massa e o número atômico são diferentes. Resumindo: PRÓTONS MASSA NEUTRONS ISÓTOPOS = ≠ ≠ ISÓBAROS ≠ = ≠ ISÓTONOS ≠ ≠ = Se o átomo fosse o maracanã, o núcleo seria a bola, no centro do campo. Se o átomo tivesse um diâmetro de 100m seu núcleo teria diâmetro de 1cm.  Desenhamos o núcleo de forma exagerada, pois se fossemos representá-lo de forma correta, seria tão pequeno que seria difícil enxergá-lo. Os átomos sofrem reações para alcançar uma estabilidade. Estas reações ocorrem através de choques, e como o núcleo está protegido, não participa delas. As alterações sofridas por um átomo, ocorrem na eletrosfera, ou seja nos elétrons.  Os átomos, para alcançarem a estabilidade, podem perder ou ganhar elétrons, com isso adquirem cargas. Estas espécies, carregadas positivamente ou negativamente, chamamos de íons. Vamos ver alguns casos: ÁTOMO ELETRIZADO POSITIVAMENTE (cátion) O átomo eletrizado positivamente, é aquele que apresenta mais cargas positivas (prótons), do que cargas negativas (elétrons). Para tanto, ele perdeu elétrons. O total de elétrons perdidos é o total de cargas positivas adquiridas. Exemplos: VALÊNCIA É o número de ligações que um átomo faz. Como em cada ligação está envolvido 1 elétron deste átomo, o total de cargas adquiridas, positiva ou negativa, determina sua valência.  Al3+ = Valência 3 = trivalente  O2- = Valência 2 = bivalente  Na+ = Valência 1 = monovalente   Já sabemos:  CÁTION = CARGA POSITIVA  ÂNION = CARGA NEGATIVA  VALÊNCIA = TOTAL EM CARGAS ENTÃO, QUANDO DIZEMOS: REPRESENTAMOS - O potássio forma cátion monovalente K+ - O alumínio forma cátion trivalente Al 3+ - O cloro forma ânion monovalente Cl - - O oxigênio forma ânion bivalente O 2- Outro termo comum: Espécies isoeletrônicas = apresentam o mesmo número de elétrons.  Exemplos: 3) (ITA) Dados os nuclídeos: 15I30 ; 18II30 ; 13III30 ; 15IV31 ; 18V29 ; 14VI31 Podemos afirmar: A --I e IV são isótopos; II e V são isóbaros; III e VI são isoneutrônicos. B -  IV e VI são isótopos, I, II e III são isóbaros; V e VI são isoneutrônicos. C -  I, II e III são isótopos; III e V são isóbaros; IV e VI são isoneutrônicos. D -  II e VI são isótopos; I e IV são isóbaros; III e VI são isoneutrônicos. E -  N.R.A. 4) (ITA) Assinale a afirmação FALSA. Na comparação entre Na e Na+ se constata que são diferentes: A -  suas propriedades químicas B -  o número de elétrons que possuem C -  os seus raios atômico e iônico, respectivamente D -  o número de prótons que possuem E -  seu comportamento químico frente à água. 5) (CESCEM) A afirmação "O espaço entre os núcleos dos átomos está ocupado por elétrons de carga negativa" representa uma interpretação dos trabalhos executados por A -  Dalton B -  Faraday C -  Millikan D -  Rutherford E -  Mendeleiev   6) (CESCEM) Quando compostos de sódio são volatilizados na chama de um bico de Bunsen, nota-se uma cor amarela característica. O fenômeno observado é devido à A -  baixa energia de ionização dos átomos de sódio B -  grande tendência do sódio ionizar C -  energia absorvida pelos elétrons mais internos D -  pequena estabilidade dos átomos neutros de sódio E -  volta de elétrons a níveis menos energéticos. Gabarito 1-C     2-A      3-E      4-D     5-D      6-E      7-E     8-B      9-D Fonte Bibliográfica:  http://www.10emtudo.com.br/demo/quimica/atomistica/index_1.html  http://www.10emtudo.com.br/demo/quimica/atomistica/index_2.html  http://www.10emtudo.com.br/demo/quimica/atomistica/index_3.html  http://www.10emtudo.com.br/demo/quimica/atomistica/index_4.html  http://www.10emtudo.com.br/demo/quimica/atomistica/index_5.html  http://www.10emtudo.com.br/demo/quimica/atomistica/index_6.html  http://www.10emtudo.com.br/demo/quimica/atomistica/index_7.html  http://www.10emtudo.com.br/demo/quimica/atomistica/index_8.html  http://www.profcupido.hpg.ig.com.br/testes_de_atomistica.htm  http://www.profcupido.hpg.ig.com.br/exercicios_de_atomistica.htm  http://www.virtualquimica.hpg.ig.com.br/modelos_atomicos.htm  http://enciclopediavirtual.vilabol.uol.com.br/quimica/atomistica/resumo dosmodelos.htm