Durante muito tempo, a constituição da matéria gerava curiosidade no
homem. Desde a Antiguidade, filósofos tentavam descobrir como a
matéria é formada.
Dois filósofos gregos, Demócrito e Leucipo, sugeriram que toda a
matéria era formada por pequenos corpos indivisíveis. Chamaram estes
corpos de átomo, que em grego
a significa não e
tomos significa divisível.
Demócrito, pai da atomística
Então, átomo era a última partícula que podia dividida.
Nos anos 500 e 1500 da era cristã, surgiram entre os árabes e europeus, os
alquimistas.
Seus trabalhos eram obter o elixir da longa vida, para que o ser
humano se tornasse imortal. Era a pedra filosofal, capaz de tornar
qualquer metal em ouro.
No século XVI, surge a Iatroquímica, que Ra uma doutrina médica que
atribuía a causa química para tudo o que eu se passava no organismo.
Mais tarde, no século XVIII, nasce a idéia de química com os cientistas que estudaram as Leis Ponderais, Lavoisier e Proust.
O que é Modelo Atômico?
Os modelos atômicos são teoria baseadas na experimentação feita por cientistas para explicar como é o átomo.
Os modelos não existem na natureza. São apenas explicações para
mostrar o porquê de um fenômeno. Muitos cientistas desenvolveram suas
teorias. Com o passar dos tempos, os modelos foram evoluindo até chegar
ao modelo atual.
MODELO DE DALTON
O átomo de John Dalton era uma bolinha maciça e indivisível.
Para ele, a matéria era formada por partículas que não podiam ser
divididas chamadas de átomos. Seu trabalho era baseado nas Leis
Ponderais de Proust e Lavoisier.
Dalton utilizava círculos de mesmo diâmetro com inscrições para
representar os átomos dos diferentes elementos químicos. Assim, ele
estabeleceu os postulados a seguir:
I) Todas as substâncias são constituídas de minúsculas partículas,
denominadas átomos, que não podem ser criados e nem destruídos. Nas
substâncias, eles se encontram unidos por forças de atração mútua.
II) Cada substância é constituída de um único tipo de átomo.
Substância simples ou elementos são formados de “átomos simples”, que
são indivisíveis. Substâncias compostas são formadas por “átomos
compostos”, capazes de se decompor, durante as reações químicas em
“átomos simples”.
III) Todos os átomos de uma mesma substância são idênticos na forma,
no tamanho, na massa e nas demais propriedades; átomos de substâncias
diferentes possuem forma, tamanho, massa propriedades diferentes. A
massa de um ”átomo composto” é igual à soma das massas de todos os
“átomos simples” componentes.
IV) Os “átomos compostos” são formados por um pequeno número de “átomos simples”.
MODELO DE THOMPSON
Em 1903, o físico Joseph John Thomson propôs um novo modelo atômico,
baseado nas experiências dos raios catódicos, o qual chamou de
elétrons.
Para Thomson, o átomo era uma esfera de carga elétrica positiva
“recheada” de elétrons de carga negativa. Esse modelo ficou conhecido
como “pudim de passas”. Este modelo derruba a idéia de que o átomo é
indivisível e introduz a natureza elétrica da matéria.
Fonte www.portaltosabendo.com.br
O modelo de Thomson explica alguns fenômenos como a corrente
elétrica, eletrização por atrito, formação de íons e as descargas
elétricas em gases.
MODELO DE RUTHERFORD
Em 1911, o neozelandês Ernest Rutherford realizou uma importante experiência.
Ele pegou um pedaço do metal polônio (Po) que emite
partículas alfa (α) e colocou em uma caixa de chumbo com um pequeno
orifício. As partículas alfa atravessavam outras placas de chumbo
através de orifícios no seu centro. Depois atravessavam um lâmina muito
fina (10-4mm) de ouro (Au).
Rutherford adaptou um anteparo móvel com sulfeto de zinco (fluorescente) para registrar o caminho percorrido pelas partículas.
O físico observou que a maioria das partículas alfa
atravessava a lâmina de ouro e apenas algumas desviavam até mesmo
retrocediam.
A partir destes resultados, concluiu que o átomo não
era uma esfera positiva com elétrons mergulhados nesta esfera.
Concluiu que:
- o átomo é um enorme vazio;
- o átomo tem um núcleo muito pequeno;
- o átomo tem núcleo positivo (+), já que partículas alfa desviavam algumas vezes;
- os elétrons estão ao redor do núcleo (na eletrosfera) para equilibrar as cargas positivas.
O modelo atômico de Rutherford sugeriu então, um
átomo com órbitas circulares dos elétrons em volta do núcleo. Comparou o
átomo com o Sistema Solar, onde os elétrons seriam os planetas e o
núcleo seria o Sol.
Hoje, sabe-se que o átomo é 10.000 a 100.000 vezes
maior que seu núcleo. Numa escala macroscópica, pode-se comparar um
átomo com um estádio de futebol. Se o átomo fosse o estádio do
Maracanã, o seu núcleo seria uma formiga no centro do campo. Então o
átomo é enorme em relação ao seu núcleo.
Porém, o átomo de Rutherford tem algumas falhas. Se
o núcleo atômico é formado por partículas positivas, por que essas
partículas não se repelem e o núcleo não desmorona? Se as partículas
são de cargas opostas, por que elas não se atraem? Os elétrons iriam
perder energia gradualmente percorrendo uma espiral em direção ao
núcleo, e à medida que isso acontecesse, emitiriam energia na forma de
luz. Mas como os elétrons ficam em movimento ao redor do núcleo sem que
os átomos entrem em colapso?
Estas questões foram respondidas em 1932 por James
Chadwick. Ele observou que o núcleo do berílio (Be) radioativo emitia
partículas sem carga elétrica e com massa igual à dos prótons (+).
Chamou esta partícula de nêutrons. Surgia então, a terceira partícula subatômica.
Agora sabemos que no núcleo do átomo há prótons e nêutrons e na eletrosfera há elétrons.
Então estabeleceu-se esta relação:
PARTÍCULA
|
MASSA
|
CARGA ELÉTRICA
|
p
|
1
|
+1
|
n
|
1
|
0
|
é
|
1/1836
|
-1
|
Na tabela acima, pode-se verificar que o elétron é 1.836 vezes menor que a massa de um próton.
MODELO DE BOHR
O modelo do físico dinamarquês Niels Bohr tentava dar continuidade ao
trabalho feito por Rutherford. Para explicar os erros do modelo
anterior, Bohr sugeriu que o átomo possui energia quantizada. Cada
elétron só pode ter determinada quantidade de energia, por isso ele é
quantizada.
O modelo de Bohr representa os níveis de energia. Cada elétron possui
a sua energia. É comparado às orbitas dos planetas do Sistema Solar,
onde cada elétron possui a sua própria órbita e com quantidades de
energia já determinadas.
As leis da física clássica não se enquadram neste modelo. Quando um
elétron salta de um nível menor para um nível mais elevado, ele absorve
energia e quando ele retorna para um nível menor, o elétron emite uma
radiação em forma de luz.
Bohr organizou os elétrons em camadas ou níveis de energia.
Cada camada possui um nome e deve ter um número máximo de elétron.
Existem sete camadas ou níveis de energia ao redor do núcleo: K, L, M, N, O, P, Q.
Observe a tabela que mostra o nome das camadas, o seu número quântico e
o número máximo de elétrons em cada uma destas camadas:
|
N° QUÂNTICO
|
N ° MÁXIMO DE é
|
K
|
1
|
2
|
L
|
2
|
8
|
M
|
3
|
18
|
N
|
4
|
32
|
O
|
5
|
32
|
P
|
6
|
18
|
Q
|
7
|
2
|
MODELO DE SCHRODINGER
Erwin Schrodinger foi um importante físico austríaco que desenvolveu
uma importante equação para o campo da Teoria Quântica, a Equação de
Schrodinger.
O físico tentou descrever o movimento de onda, já que Louis De
Broglie havia afirmado que a matéria se comportava como onda e como
partícula (comportamento dualístico). Chegou então à famosa equação que
tomou seu nome, vindo a ser a fórmula básica da mecânica ondulatória, e
valendo-lhe a obtenção do prêmio Nobel, juntamente com o físico inglês
Paul Dirac, em 1933.
MODELO DE BROGLIE
O cientista francês Louis de Broglie estudou a natureza das ondas dos elétrons.
Pare ele, a matéria é formada ora por corpúsculos, as partículas ora
como onda. Esta é a teoria da dualidade. Suas teorias foram baseadas
nos estudos de Albert Einstein e também de Max Planck.
Ele introduz o conceito da mecânica ondulatória.
Neste momento o elétron é visto como uma partícula-onda.
PRINCÍPIO DA INCERTEZA DE HEISENBERG
Segundo Werner Heisenberg, para encontrar a posição correta de um
elétron, é necessário que ele interaja com algum instrumento de medida,
como por exemplo, uma radiação. A radiação deve ter um comprimento de
onda na ordem da incerteza com que se quer determinar esta posição.
Quanto menor for o comprimento de onda, maior é a precisão do local onde está o elétron.
Quando se consegue descobrir o local provável onde está o elétron, este elétron já não estará neste local.
Modelo Atual
Segundo Heisenberg, é difícil se prever a posição correta de um
elétron na sua eletrosfera. Schrodinger em 1926 calculou a região mais
provável onde o elétron possa estar. Para essa região deu o nome de
orbital.
Orbital – região do espaço que está ao redor do núcleo, onde há máxima probabilidade de se encontrar um elétron.
É importante ressaltar que não se pode ver um átomo isolado
exatamente como foi descrito nos modelos atômicos. Algumas técnicas
utilizadas por supercomputadores mostram manchas coloridas, mostrando a
localização dos átomos de um determinado material. Essas imagens são
obtidas por um microscópio de tunelamento que pode aumentar até 28
milhões de vezes.
De acordo com o modelo de Rutherford-Bohr, o átomo apresenta níveis
de energia ou camadas energéticas, onde cada nível possui um número
máximo de elétrons. O número do nível representa o número quântico
principal (n).
Cada nível está dividido em subníveis de energia s, p, d, f.
Representam o número quântico secundário ou azimutal (l).
SUBNÍVEL
|
s
|
p
|
d
|
f
|
NÚMERO QUÂNTICO
|
0
|
1
|
2
|
3
|
NÚMERO MÁX DE é
|
2
|
6
|
10
|
14
|
O subnível indica a forma da região no espaço onde está o elétron.
As siglas s, p, d, f vem das palavras em inglês
sharp, principal, diffuse e fine, respectivamente.
Número máximo de elétrons em cada subnível:
K = 1 ; 1s²
L = 2 ; 2s² 2p6
M = 3 ; 3s² 3p6 3d10
N = 4 ; 4s² 4p6 4d10 4f14
O = 5 ; 5s² 5p6 5d10 5f14
P = 6 ; 6s² 6 p6 6d10
Q = 7 ; 7s²
O diagrama acima mostra a notação utilizada para indicar o número de elétrons em um nível e em um subnível.
Exemplos:
1s² - 2 é no subnível s do nível 1 (K)
2p3 - 3 é no subnível p do nível 2 (L)
5d6 – 6 é no subnível d do nível 5 (O)
Os orbitais são identificados pelo número quântico magnético (m).
Indica a orientação desse orbital no espaço. Para cada valor de “l”
(subnível), m assume valores inteiros que variam de – l ..., O,... +l
Assim:
s – 1
p – 3
d – 5
f – 7
Cada orbital é representado simbolicamente por um quadradinho. Então eles podem ser assim:
Em cada orbital pode conter no máximo dois elétrons.
Mas se os elétrons são cargas negativas, porque eles não se repelem e se afastam?
Se os elétrons giram no mesmo sentido ou em sentido contrário, eles
criam campo magnético que os repelem ou os atraem. Essa rotação é
chamada de SPIN, palavra em inglês derivada do verbo
to spin, que significa girar.
Fonte: http://www.soq.com.br/conteudos/em/modelosatomicos/
