Evolução dos modelos atômicos até modelo atual

Evolução dos modelos atômicos até modelo atual

Essas são algumas das propriedades dos átomos. O átomo é a menor partícula fundamental e estável que compõe a matéria.

Apresenta um núcleo denso e muito pequeno em relação ao átomo, tem carga positiva (prótons e nêutrons).

Apresenta um grande espaço onde os elétrons estão distribuídos em níveis de energia

Da filosofia a química, alguns filósofos tentaram de alguma maneira dar explicações filosóficas sobre a constituição da matéria. Aristóteles chegou a mencionar sobre a teoria dos quatro elementos, que seria essa: teoria dos quatro elementos toda a matéria era formada por quatro elementos: agua, terra, fogo, ar. Os elementos em proporções diferentes formavam todos os materiais existentes. Mais o menos o modelo de Aristóteles seria assim:

Mas com o tempo os cientistas da época começarem a uma busca incessante do modelo atômico, modelo atômico é uma representação que procura explicar, sob o ponto de vista da ciência, fenômenos relacionados à estrutura da matéria e as formas como ela se expressa. Ela visa dar uma explicação sobre a estrutura microscópica da matéria e deve ser capaz de prever outros fenômenos associados a ela.

John Dalton.

O primeiro a sugerir um modelo atômico foi o inglês John Dalton, em 1808, com as seguintes características:

Minúscula esfera maciça. Indivisível e indestrutível.

Todos os átomos de um mesmo elemento teriam a mesma massa e o mesmo elemento.

Os átomos não são nem destruídos nem criados numa reação química.

Este seria o modelo atômico de Dalton:

Assim pode se dizer que átomos com mesma massa e tamanho constituem um elemento químico como exemplo temos um pedaço de ferro é um amontoado de ferros iguais segundo Dalton, que se tem a seguinte representação física:

Combinações diferentes dos átomos de Dalton, em proporções inteiras originam substancias diferentes como exemplo:

A: moléculas de agua formada por um átomo de oxigênio e dois hidrogênios.

B: moléculas de gás carbônico formado por um átomo de carbono e dois hidrogênios.

NOTA: Vale ressaltar que na época não se conhecia direito a composição exata das substancias e a geometria das moléculas e o tamanho relativo dos átomos.

Embora as ideias de Dalton estivessem todas erradas, eram coerentes com as observações da época (nos anos seguintes descobriu-se que os átomos são formados por elétrons, prótons, nêutrons) e até hoje, quando nos é conveniente, usamos essa maneira simplificada de representar os átomos como esfera maciça e indestrutível que se arranjam durante uma transformação química.

Joseph John topsom.

O físico J.J Thomson, em 1898, baseado nas evidencias de que os átomos eram formados por pequenas partículas carregadas negativamente (elétrons) e positivamente (prótons), e que os elétrons compreendiam apenas uma pequena fração de massa comparada aos prótons, propôs que os átomos deveriam ser formados por uma esfera uniforme de matéria carregada positivamente incrustada de elétrons, de modo que a carga total fosse nula, esse foi o primeiro modelo eletrônico de átomos.

Valendo-se de tubo de Crookes, em 1987, J Thomson demostrou que esse feixe tinha carga negativa e propôs um modelo maciço, esférico, mas divisível, constituído por um fluido de cargas positivas com elétrons dispersos (modelo de pudim de passas)

O pudim de passas de Thomson

O átomo era uma esfera de carga positiva, possuindo, em sua superfície elétrons incrustados, de tal forma que o conjunto ficava neutro. Como o exemplo a seguir:

Experiências de Thomson

Quando a voltagem da fonte elétrica for elevada, observa-se a formação de um feixe luminoso que parte do catodo e dirige-se a parede oposta a ele. Por ser emitido pelo catodo, esse feixe luminoso foram determinados raios catódicos.

Raios catódicos são feixes de elétron emitidos pelo polo negativo

Ação de campos elétricos sobre raios catódicos.

A natureza elétrica dos raios catódicos é demostrada que são desviados por campos elétricos e magnéticos aplicados. Veja o exemplo:

Demonstração pratica de massas de raios catódicos

As partículas que formam os raios catódicos apresentam massa, pois fazem girar as paletas do molinete.

A descoberta da radioatividade.

Em 1886, o físico inglês Henri Becquerel notou que sais de uranio originavam radiações ionizantes, provenientes do núcleo desse elemento. Mais tarde o casal Curie descobria os elementos radio e polônio. As emissões alfa de (Po) foram fundamentais para o avanço dos conhecimentos sobre a estrutura atômica. Investigações posteriores mostraram que existem três tipos de radiação e que esse fenômeno é tipicamente nuclear. A radiação alfa (α) é

formada por partículas α que possuem dois nêutrons, portanto positiva (24α). A radiação beta

(β) é formada por elétrons expelidos do núcleo em alta velocidade, portanto negativa (-1β). A radiação gama (ϒ) é de alta energia, não consiste de partículas e não possui cargas.

Emissões radioativas

A radioatividade é um fenômeno nuclear. O núcleo estável emite radiações até atingir a estabilidade.

Ernest Rutherford

Em 1911, o físico neozelandês Ernest Rutherford, bombardeou uma fina lamina de ouro

(espessura de 10 -4 cm) com partículas alfa provenientes de uma amostra de polônio

observando que a maioria das mesmas atravessa a lamina. Concluiu que átomos não era maciço como se pensava Thompson e sim que apresentava espaço vazio do que a matéria compactada. A região que concentrava a massa a carga positiva localizava-se no centro núcleo cercado por elétrons periféricos em movimento. Veja o exemplo:

A experiência de Rutherford.

Conclusões do experimento de Rutherford

A experiência permitiu a Rutherford concluir inicialmente que:

1.O átomo não é maciço, sendo a maior parte um grande vazio, onde estariam localizados os elétrons. 2.Possui uma região central muito pequena ( denominada núcleo ) onde esta a maior parte da massa do átomo. 3.Comparado o numero de partículas que atravessavam a lamina com as que ricocheteavam, concluiu-se que o diâmetro do núcleo deve ser de 10.0 a 100.0 vezes menor que o diâmetro do átomo.

Modelo atômico de Rutherford.

Modelo planetário de Rutherford.

Niels Bohr

Um fator que foi relevante para o modelo Bohr

Em 1900, o físico Max Planck sugere que as ondas eletromagnéticas propagam-se na forma de feixes descontínuos, em pequenas porções ou pacotes de energia, os quais denominaram de quantum ou fóton.

O modelo de Bohr

Buscando explicar a origem da luz, bem como os espectros de cores da mesma o físico dinamarquês Niels Bohr, em 1913, propôs um modelo que mantinha algumas características de Rutherford.

Os elétrons descrevem trajetórias circulares e definidas, ao redor do seu núcleo chamado níveis ou camadas. Cada nível possui um valor definido de energia. Quando um eletro passa a um nível superior absorve a energia e retornando a nível original emite energia na forma de quantum ou fóton.

Valor de cada nível ou camada:

Modelo atômico de Bohr- partículas fundamentais: Modelo atômico de Bohr- partículas fundamentais:

O próton

O nêutron O elétron

No estado fundamental, todos os átomos tem o número de prótons igual ao número de elétrons.

56P+

N = 30

Isótopos = tem o p, que lembra Prótons. O mesmo número de Prótons ou número atômico

Isótonos = tem o n, que lembra Nêutrons. O mesmo número de Nêutrons.

O que sobrou foram os Isóbaros! E o que sobra é o número de massa (A). Veja Isóbaros é o único com a letra A.

ÍONS São átomos carregados devido à diferença de cargas (prótons e elétrons).

CÁTIONS são íons de carga positiva, pois perderam elétrons.

Ex.: Ca 2+

K+ Al3+

ÂNIONS são íons de carga negativa, pois receberam elétrons.

NÍVEIS DE ENERGIA O átomo pode ter até 7 camadas ( K, L, M, N, O, P, Q).

K = 2

Capacidade de elétrons por nível: L = 8 M = 18 N = 32 O = 32 P = 18 Q = 8

Regra de Hund

No preenchimento dos elétrons nos orbitais de um mesmo sub nível (mesma energia), os elétrons irão preencher, preferencialmente, todos os orbitais vazios primeiro e somente depois, caso haja necessidade, ocorrerá o preenchimento completo do orbital.

s = 2 p = 6 d = 10 f = 14 Os quatro números quânticos

Número quântico principal (n) s = 2 p = 6 d = 10 f = 14

Representa o número do nível de energia do elétron, podendo assumir os valores de 1 a 7.

Número quântico azimutal (l)

nuvem eletrônica

Representa o sub nível. Para cada valor de l, associamos uma forma geométrica da

S l = 0 P l = 1 D l = 2 F l = 3

 Fornecem informações a respeito da orientação de um orbital no espaço
0-1 0 +1 -2 -1 0 +1 +2 -3 -2 -1 0 +1 +2 +3

Número quântico magnético (ml )

Este número quântico especifica o sín do elétron e pode assumir apenas dois valores:+

Número quântico de spin (ms)

/2 e- 1
/2
Alguns autores costuma representarcomo + 1
/2 e- 1

1 /2. Mas isso não é obrigatório

Construindo o diagrama de Linus Pauling

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