atomstica - 1204547921462233-4

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ATOMÍSTICA

  • Colégio da Polícia Militar Unidade Ayrton Senna

  • Profª Especialista Thaiza Montine

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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.

Dalton (1.808) (métodos experimentais)

  • O químico inglês John Dalton, que viveu entre 1.766 a 1.825, afirmava que o átomo era a partícula elementar, a menor partícula que constituía a matéria. Em 1.808, Dalton apresentou seu modelo atômico: o átomo como uma minúscula esfera maciça, indivisível, impenetrável e indestrutível. Para ele, todos os átomos de um mesmo elemento químico são iguais, até mesmo as suas massas. Hoje, nota-se um equívoco pelo fato da existência dos isótopos, os quais são átomos de um mesmo elemento químico que possuem entre si massas diferentes. Seu modelo atômico também é conhecido como "modelo da bola de bilhar".

  • Modelo Atômico de Dalton: "bola de bilhar". O átomo seria uma esfera (partícula) maciça e indivisível.

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":

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).

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.

  • Conclui-se então que:

  • quanto maior a energia do elétron, mais afastado ele está do núcleo.

  • Em outras palavras: um elétron só pode estar em movimento ao redor do núcleo se estiver em órbitas específicas, definidas, e não se encontra em movimento ao redor do núcleo em quaisquer órbitas.

  • As órbitas permitidas constituem os níveis de energia do átomo ( camadas K L M N ... ).

  • A teoria de Bohr fundamenta-se nos seguintes postulados:

  • 1º postulado: Os elétrons descrevem órbitas circulares

  • estacionárias ao redor do núcleo, sem emitirem nem

  • absorverem energia.

  •    

  • 2º postulado: Fornecendo energia (elétrica, térmica, ....) a um átomo, um ou mais elétrons a absorvem e saltam para níveis mais afastados do núcleo. Ao voltarem as suas órbitas originais, devolvem a energia recebida em forma de luz (fenômeno observado, tomando como  exemplo, uma barra de ferro

  • aquecida ao rubro).

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 .

Contribuição de Broglie

  • Em 1923, Louis Broglie mostrou, através de uma equação matemática, que "qualquer corpo em movimento estaria associado a um fenômeno ondulatório". Desta maneira o elétron apresenta a natureza de uma partícula-onda, obedecendo assim, às leis dos fenômenos ondulatórios, como acontece com a luz e o som.

Teoria da Mecânica Ondulatória

  • Em 1926, Erwin Shröringer formulou uma teoria

  • chamada de "Teoria da Mecânica Ondulatória" que determinou o conceito de "orbital" . Orbital é a região do espaço ao redor do núcleo onde existe a máxima probabilidade de se encontrar o elétron.

  • O orbital  s  possui forma esférica

  • e os orbitais  p  possuem forma de halteres.

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.

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

Um átomo é neutro ou seja, o número de cargas positivas (prótons) é igual ao número de cargas negativas (elétrons).

  • nº p = nº e-

  • O átomo de oxigênio tem 8 prótons, portanto 8 elétrons.

  • O átomo de hidrogênio tem 1 próton, portanto 1 elétron.

NÚMERO ATÔMICO (Z) É o número de prótons (carga nuclear), o número atômico identifica o átomo que estamos trabalhando. Z  =  n°   p

  • Se um átomo tem número atômico 6, é o carbono, apresenta 6 prótons.

  • Se um átomo tem número atômico 13, é o alumínio, apresenta 13 prótons.

Representação:

  • Com estas informações, conseguimos determinar a quantidade de cada partícula fundamental.

  • Veja alguns exemplos:

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:

No exemplo que colocamos anteriormente do hidrogênio, temos:

A molécula de água, é formada por dois átomos de hidrogênio e um de oxigênio. Quando falamos em água pesada, estamos nos referindo a moléculas de água formadas por átomos de hidrogênio mais pesados, essencialmente de deutério (hidrogênio de massa = 2).

  • 1H2O maior parte das moléculas de água.

  • 2H2O água pesada.

  • A água pesada pode ser representada por D2O (D = Deutério)

ISÓBAROS

  • São átomos que apresentam o mesmo número de massa, porém não faz parte do mesmo elemento químico, ou seja, apresenta número atômico diferente.

ISÓTONOS

  • São átomos que apresentam a semelhança no número de nêutrons, ou seja, a massa e o número atômico são diferentes.

Resumindo:

ÍONS

  • Como já vimos, os átomos são formados por um núcleo (parte central) e a eletrosfera (parte periférica).

  • O núcleo, apesar de concentrar praticamente toda a massa do átomo, apresenta um diâmetro cerca de 10.000 vezes menor  do que o átomo.

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.

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

Outro termo comum: Espécies isoeletrônicas = apresentam o mesmo número de elétrons.

  • Exemplos:

EXERCÍCIOS

  • 1) (CESCEM) Podemos definir isótopos como sendo:

  • A -  átomos de elementos químicos que têm massa atômica igual e número atômico diferente. B -  átomos de elementos químicos que têm mesmo número atômico e mesmo número de massa. C -  átomos de elementos químicos com o mesmo número de prótons e diferentes massas atômicas. D -  átomos de elementos químicos cuja soma de prótons e nêutrons é igual. E -  átomos de elementos químicos com número atômico diferente e mesmo peso atômico.

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

Gabarito

  • 1-C     2-A      3-E     

  • 4-D     5-D      6-E     

  • 7-E     8-B      9-D

Fonte Bibliográfica:

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