Grupo: Lucas do Nascimento Farias, Francisco Lucas, Giovanni Cesar, Mayara Rolim, José Lopes, Felipe Costa e Thaisa Morais.
MODELOS ATÔMICOS
A constituição da matéria é motivo de muita curiosidade entre os
povos antigos. Filósofos buscam há tempos a constituição dos materiais.
Resultado dessa curiosidade implicou na descoberta do fogo, o que o permitiu
cozinhar os alimentos, e consequentemente implicou em grande desenvolvimento
para a sociedade. A partir dessa descoberta pôde-se verificar, ainda, que o
minério de cobre (conhecido na época com pedras azuis), quando submetido ao
aquecimento, produzia cobre metálico, ou aquecido na presença de estanho,
formava o bronze.
A passagem do homem pelas “idades” da pedra, do bronze e do
ferro, foi, portanto, de muito aprendizado para o homem, conseguindo produzir
materiais que lhe fosse útil.
Por volta de 400 a.C., surgiram os primeiros conceitos
teóricos da Química.
Os filósofos gregos Demócrito e Leucipo afirmavam que a
matéria não era contínua, e sim constituída por minúsculas partículas
indivisíveis, às quais deram o nome de átomos. Platão e Aristóteles, filósofos
muito influentes na época, recusaram tal proposta e defendiam a ideia de
matéria contínua.
Esse conceito de Aristóteles permaneceu até a Renascença,
quando por volta de 1650 d.C. o conceito de átomo foi novamente proposto por
Pierre Cassendi, filósofo francês.
O conceito de "Teoria atômica" veio a surgir após
a primeira ideia científica de átomo, proposta por John Dalton após observações
experimentais sobre gases e reações químicas.
Os modelos atômicos são, portanto, teorias fundamentadas na
experimentação. Tratam-se, portanto, de explicações para mostrar o porquê de um
determinado fenômeno. Diversos cientistas desenvolveram suas teorias até que se
chegou ao modelo atual.
1. Modelo Atômico de Dalton
Em 1808, o professor inglês John Dalton propôs uma
explicação da natureza da matéria. A proposta foi baseada em fatos
experimentais. Os principais postulados da teoria de Dalton são:
1. “Toda matéria é composta por minúsculas partículas
chamadas átomos”.
2. “Os átomos de um determinado elemento são idênticos em
massa e apresentam as mesmas propriedades químicas”.
3. “Átomos de diferentes elementos apresentam massa e
propriedades diferentes”.
4. “Átomos são permanentes e indivisíveis, não podendo ser
criados e nem destruídos”.
5. “As reações químicas correspondem a uma reorganização de
átomos”.
6. “Os compostos são formados pela combinação de átomos de
elementos diferentes em proporções fixas”.
A conservação da massa durante uma reação química (Lei de
Lavoisier) e a lei da composição definida (Lei de Proust) passou a ser
explicada a partir desse momento, por meio das ideias lançadas por Dalton.
2. Modelo Atômico de Thomson
Pesquisando sobre raios catódicos e baseando-se em alguns
experimentos, J.J. Thomson propôs um novo modelo atômico. Thomson demonstrou
que esses raios podiam ser interpretados como sendo um feixe de partículas
carregadas de energia elétrica negativa. Essas partículas denominaram-se
elétrons. Por meio de campos magnético e elétrico pôde-se determinar a relação
carga/massa do elétron.
Consequentemente, concluiu-se 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 empregado. O gás
era usado no interior de tubos de vidro rarefeitos denominadas Ampola de
Crookes, nos quais se realizavam descargas elétricas sob diferentes campos
elétricos e magnéticos.
Esse foi o primeiro modelo a divisibilidade do átomo,
ficando o modelo conhecido como “pudim
de passas". Segundo Thomson, o átomo seria um aglomerado
composto de uma parte de partículas positivas pesadas (prótons) e de partículas
negativas (elétrons), mais leves.
3. Modelo Atômico de Rutherford
Em 1911, Ernest Rutherford, estudando a trajetória de
partículas a (partículas positivas) emitidas pelo
elemento radioativo polônio, bombardeou uma fina lâmina de ouro. Ele
observou que:
- a maioria das partículas a atravessavam
a lâmina de ouro sem sofrer desvio em sua trajetória (logo, há uma grande
região de vazio, que passou a se chamar eletrosfera);
- algumas partículas sofriam desvio em sua trajetória:
haveria uma repulsão das cargas positivas (partículas a) com uma
região pequena também positiva (núcleo).
- um número muito pequeno de partículas batiam na lâmina e
voltavam (portanto, a região central é pequena e densa, sendo composta
portanto, por prótons).
Diante das observações, Rutherford concluiu que a lâmina de
ouro seria constituída por átomos formados com um núcleo muito pequeno
carregado positivamente (no centro do átomo) e muito denso, rodeado por uma
região comparativamente grande onde estariam os elétrons.
Nesse contexto, surge ainda a ideia de que os elétrons
estariam em movimentos circulares ao redor do núcleo, uma vez que se estivesse
parados, acabariam por se chocar com o núcleo, positivo.
O pesquisador acreditava que o átomo seria de 10000 a 100000
vezes maior que seu núcleo.
4. Modelo Atômico Clássico
As partículas positivas do núcleo foram chamadas de prótons.
Em 1932, Chadwick isolou o nêutron, cuja existência já era
prevista por Rutherford.
Portanto, o modelo atômico clássico é constituído de um núcleo,
onde se encontram os prótons e nêutrons, e de uma eletrosfera, onde estão os
elétrons orbitando em torno do núcleo.
Adotando-se como padrão a massa do próton, observou-se que
sua massa era praticamente igual à massa do nêutron e 1836 vezes mais pesada
que o elétron, concluindo-se que:
Prótons, nêutrons e elétrons são denominados partículas
elementares ou fundamentais.
Algumas características físicas das partículas atômicas fundamentais:
Modelo Atômico Rutherford-Bohr
Bohr, baseando-se nos estudos feitos em relação ao espectro do átomo de hidrogênio e na teoria
proposta em 1900 por Planck (Teoria Quântica), segundo a qual a energia não é
emitida em forma contínua, mas em ”blocos”, denominados quanta de energia, propôs os seguintes
postulados:
1. Os elétrons nos átomos descrevem sempre órbitas
circulares ao redor do núcleo, chamadas de camadas ou níveis de energia.
2. Cada um desses níveis possui um valor determinado de
energia (estados estacionários).
3. Os elétrons só podem ocupar os níveis que tenham uma
determinada quantidade de energia.
4. Os elétrons podem saltar de um nível para outro mais
externo, desde que absorvam uma quantidade bem definida de energia
(quantum de energia).
5. Ao voltar ao nível mais interno, o elétron emite um quantum de energia, na forma de luz de cor bem
definida ou outra radiação eletromagnética (fóton).
6. Cada órbita é denominada de estado estacionário e pode
ser designada por letras K, L, M, N, O, P, Q. As camadas podem apresentar:
K = 2 elétrons
L = 8 elétrons
M = 18 elétrons
N = 32 elétrons
O = 32 elétrons
P = 18 elétrons
Q = 2 elétrons
7. Cada nível de energia é caracterizado por um número quântico
(n), que pode assumir valores inteiros: 1, 2, 3, etc.
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