UNIDADE 2: Estrutura Atômica 1. Desenvolvimento dos

UNIDADE 2: Estrutura Atômica
1. Desenvolvimento dos Modelos Atômicos
Por volta de 478 a.C, os gregos antigos, Leucipo e Demócrito, proclamaram que a matéria
poderia ser dividida em pedaços cada vez menores até chegar-se num ponto onde as partículas não
poderiam mais ser divididas. Deram a esta partícula o nome de átomo, cujo o significado é: a = não;
tomo = parte. Resumindo, para os gregos antigos, todo tipo de matéria seria formado por partículas
extremamente pequenas, maciças e indivisíveis, as quais chamaram de átomos. No entanto, devido
a influência de Aristóteles, que postulava a continuidade da matéria formada pelos quatro elementos
(terra, água, fogo e ar), a teoria atômica não foi aceita.
A idéia dos quatro elementos arrastou-se ao longo dos anos, e mesmo com muitas críticas
perdurou por muitos séculos. Somente em 1800, a teoria atômica foi fortemente retomada por John
Dalton, que elaborou o primeiro modelo atômico com base experimental, graças aos trabalhos
realizados no fim do século XVIII por Lavoisier e Proust que relacionavam as massas das
substâncias participantes das reações químicas. Veja o resumo destas observações e as conclusões
que elas possibilitaram:
à Lei de Lavoisier: C + O2 à CO2
Fato – a soma das massas que reagem é igual, antes e depois da reação.
Hipótese – as partículas iniciais e finais são as mesmas, por isso, a massa permanece
inalterada.
à Lei de Proust: C + O2 à CO2
e
2C + 2O2
à 2CO2
Fato – mudando a reação, a proporção das massas que reagem permanece constante.
Hipótese – duplicando-se a quantidade de átomos, as massas de todos os átomos dobrarão.
à Lei de Dalton: C + O2
à CO2
e
2C + O2
à 2CO
Fato: mudando a reação, se a massa de um participante permanece constante, a massa do
outro só pode variar segundo valores múltiplos.
Hipótese: a segunda reação usa o dobro da massa de carbono (C) e a mesma massa de
oxigênio (O2), o produto formado será diferente.
Como as experiências comprovavam as hipóteses, então ela foi “promovida” a teoria –
Teoria Atômica de Dalton, que afirmava que:
Átomos de elementos diferentes, possuem propriedades diferentes entre si.
Átomos de um mesmo elemento, possuem propriedades iguais e peso invariável
Átomos são partículas reais, indivisíveis e descontínuas formadoras da matéria.
Nas reações químicas, os átomos permanecem inalterados.
Na formação dos compostos, os átomos estão presentes em proporções numéricas fixas, como
por exemplo: 1:1, 1:2, 1:3, 2:3, 2:5 etc.
O peso total de um composto é igual à soma dos pesos dos átomos dos elementos que o
constituem.
Em 1808, Dalton propôs a teoria do modelo atômico, onde o átomo é uma minúscula esfera
maciça, impenetrável, indestrutível e indivisível. Todos os átomos de um mesmo elemento químico
são idênticos. Seu modelo atômico foi chamado de Modelo Atômico da Bola de Bilhar ou Modelo
de Dalton.
Em 1810, foi publicada a obra New System of Chemical Philosophy (Novo Sistema de
Filosofia Química), nesse trabalho, haviam teses que comprovavam as observações de Dalton,
destacando-se, a lei das pressões parciais, chamada de Lei de Dalton, entre outras relativas à
constituição da matéria, onde afirmavam que:
Os átomos são indivisíveis e indestrutíveis;
Existe um número pequeno de elementos químicos diferentes na natureza;
Reunindo átomos iguais ou diferentes, nas variadas proporções, podemos formar todas as
matérias do universo conhecido.
O Modelo de Dalton, onde o átomo seria uma
partícula maciça e indivisível, perdurou até 1897. Antes
disso, porém, em 1834, M. Faraday desenvolveu o
estudo quantitativo da eletrólise, através do qual surgiu
a idéia da eletricidade associada aos átomos.
Em 1859, Henrich Geissler e Julius Plucker,
passaram uma corrente elétrica em um tubo contendo
diferentes gases com baixa pressão (próxima a
10mmHg), os dois cientistas observaram o surgimento
de uma luz no lado oposto ao cátodo. A essa luz, deram o nome de "raios", posteriormente
chamados de catódicos. A representação destes tubos pode ser observada na figura 10.
Todos estes fatos contribuíam para que o modelo de Dalton fosse ficando cada vez mais
desacreditado. Em 1874, Stoney admitiu que a eletricidade estava associada aos átomos em
quantidades discretas. Essa foi a primeira idéia de quantização da carga elétrica.
Aproximadamente 5 anos mais tarde, Willian Crookes, por volta de 1878 a 1879, construiu
um aparelho que possibilitou realizar as primeiras experiências de descarga elétrica a alto vácuo e
descobriu algumas das propriedades dos raios catódicos. Este aparelho recebeu o nome de ampola
de Crookes, nele o pólo positivo é colocado ao lado do pólo negativo, como pode ser observado na
figura 11. Veja as propriedades dos raios catódicos que puderam ser observadas através da ampola
de Crookes:
1ª – São retilíneos à colocando-se um anteparo no
interior do tubo, observa-se a formação de uma sombra na
parede oposta ao cátodo.
2ª – Eles têm massa à colocando-se um molinete na
trajetória dos raios, observa-se que ele se movimenta.
3ª – Eles têm carga negativa à submetendo os raios a
um campo elétrico, observa-se que, eles sofrem desvio na
direção da placa positiva, logo devem ter cargas opostas,
ou seja, os raios catódicos têm cargas negativas.
Utilizando um tubo de raios catódicos modificado (figura 13),
em que o cátodo é uma placa de metal perfurado, Eugen
Goldstein, observou em 1886, uma luminosidade atrás do cátodo,
denominando-a de raios canais. Ele também observou que os
raios canais apresentavam características diferentes (com relação
à massa) de acordo com o tipo de gás e que apresentavam carga
elétrica positiva.
Em
1896,
Henri
Becquerel,
descobriu
acidentalmente que o minério de urânio emitia raios que
podiam enegrecer uma chapa fotográfica, mesmo ela
estando envolta em papel negro para proteger-se contra
os raios luminosos. Deu-se a este fenômeno, a
denominação de radioatividade.
Os elementos radioativos (25 elementos) emitem,
espontaneamente, três espécies de radiação: raios alfa (α
- de carga elétrica +2), beta (β - de carga elétrica - 1) e
gama (γ – não têm carga elétrica ou massa perceptível).
A natureza elétrica das partículas radiativas pode ser
observada através do esquema representado na figura 14,
onde a radiação atravessa placas eletrizadas com cargas
elétricas opostas e são desviadas cada qual, de acordo com a sua característica, ou seja, a radiação α
é atraída pelo pólo negativo e apresenta uma maior massa, pois seu desvio é pequeno; já a radiação
β é atraída pelo pólo positivo e apresenta uma massa menor que a partícula α, pois apresenta um
maior desvio de sua trajetória; a radiação γ não sofre desvio devido a ação das cargas elétricas.
Diante de tais observações, Marie Curie, sugeriu que os átomos poderiam se desintegrarem.
Isto fez com que surgisse a necessidade de um novo modelo para o átomo.
Em 1897, Joseph John Thomson, propôs
que o átomo seria uma partícula maciça, mas não
indivisível. Seria o átomo formado por uma massa
com carga positiva, na qual estariam incrustados
os elétrons com carga negativa. Este modelo ficou
conhecido como “pudim de passas” ou Modelo de
Thomson.
* Figuras retiradas do Cap 3, p. 52 do livro de: SARDELLA, A. Curso Completo de Química. São Paulo – SP:
Ática, 3ªed. Vol. Único, 2002, 751p.
Em 1898, o casal Curie (Marie e Pierre – figura 17), anunciou a descoberta do polônio e do
rádio. Dois anos mais tarde (1900), Max Planck proclamou a Teoria dos
Quanta. Cinco anos depois, (1905), Einstein estabelece a Teoria da
Relatividade e relaciona a massa e energia (e = mc2), além de esclarecer o
efeito fotoelétrico. Einstein, também é responsável pela denominação fóton,
para o quantum de energia radiante.
Em 1910, Ernest Rutherford raciocinou
que se o modelo de Thomson estivesse correto,
um feixe de partículas α, partículas pesadas e
positivas, deveriam ser muito pouco desviadas
ao passarem através dos átomos de uma folha
de ouro muito delgada, como mostra a figura
18.
Quando Rutherford e seu colaborador
(Hans Geiger) realizaram o experimento
(bombardearam a lâmina de ouro com
partículas α), observaram que, a maioria das
partículas, atravessavam a lâmina quase sem
desvio, mas ficaram surpresos ao notarem que
poucas partículas sofriam grandes desvios e algumas eram até refletidas para trás.
A única forma de explicar o fenômeno era abandonar o modelo de Thomson, pois o átomo
não era maciço nem muito menos “uma massa positiva”, como pode ser interpretado na
representação da figura 19, o átomo teria sua carga positiva, e a maior parte de sua massa,
concentrada num volume muito pequeno (cerca de 10 a 100 mil vezes menor que o átomo), esta
região foi denominada de núcleo. Ao redor do núcleo ficariam os elétrons (partículas de carga
negativa), neutralizando as cargas positivas do núcleo. Este é o modelo do átomo nuclear, um
modelo que foi comparado ao sistema planetário, onde o Sol seria o núcleo e os planetas seriam os
elétrons.
Figura 19: Interpretação de Rutherford para os resultados da experiência do bombardeamento de partículas α
contra uma lâmina de ouro (figura retirada do Cap 2, p. 43 do livro de: KOTZ & TREICHEL. Química e Reações
Químicas. Rio de Janeiro – RJ: LTC, 3ªed., Vol. 1, 1998, 458p.)
Rutherford também previu a existência de mais um tipo de partícula, que deveria ser
encontrada no núcleo. Essa partícula só seria descoberta em 1932 por James Chadwick, que a
denominou de nêutron.
Antes desta descoberta, o modelo atômico de Rutherford foi muito criticado pela física
clássica, pois, se os elétrons giravam ao redor do núcleo, eles deveria perder energia e acabariam
por cair no núcleo e isso, evidentemente não acontecia.
A explicação para o modelo de Rutherford foi dada por Niels Bohr,
em 1913. Ao estudar o espectro da emissão do hidrogênio, Bohr concluiu
que a energia do elétron estaria associada à Teoria Quântica de Max Planck.
Desta forma, propôs que:
Os elétrons movem-se ao redor do núcleo em trajetórias circulares,Figura
20:
Camadas
eletrônicas de um átomo
chamadas de órbitas estacionárias ou camadas (figura 20);
Em cada órbita (camada), a energia é constante;
Não é permitido a um elétron orbitar entre duas camadas ou níveis de energia;
Quando um elétron do átomo recebe energia, ele salta para outro nível de maior energia,
portanto mais distante do núcleo. Quando o elétron volta para o seu nível de energia original
(mais próximo do núcleo), ele cede a energia anteriormente recebida sob forma de uma onda
eletromagnética (luz), como podemos observar na figura 21
Figura 21: Representação dos postulados de Bohr (figura adaptada do Cap 3, p. 64 e 65 do livro de:
SARDELLA, A. Curso Completo de Química. São Paulo – SP: Ática, 3ªed., Vol. Único, 2002, 751p.)
Com as devidas explicações sobre o átomo e após a descoberta do nêutron, o átomo
pode ser dividido nas seguintes regiões e ser representado da seguinte forma:
Átomo
Núcleo
Prótons
Eletrosfera
Nêutrons
Elétrons
Este modelo é utilizado até os dias de hoje. No entanto,
devido aos avanços científicos, novas partículas foram
descobertas (como mostra a figura 22), porém, para o nosso
estudo, iremos considerar como partículas do átomo, apenas
os prótons, elétrons e nêutrons, que podem ser caracterizados
de forma resumida, como mostra a tabela abaixo:
Figura 22: Partículas do Átomo
2. Representação dos Átomos
Os átomos são representados por símbolos. Os símbolos são universais e correspondem a
primeira letra do nome em latim. Quando representamos um elemento químico, geralmente seu
símbolo vem acompanhado pelo número atômico (Z) e pelo número de massa atômica (A). Veja a
representação do átomo e seu significado:
Z – é o número atômico e corresponde ao número de prótons de um
átomo. Em um átomo neutro, o número de prótons é igual ao de elétrons.
X – é o símbolo do elemento.
A – é o número de massa atômica e corresponde a soma do número de
prótons mais o número de nêutrons.
Um átomo neutro pode formar íons, que são partículas com carga elétrica, classificados em:
Cátions – partículas com carga elétrica positiva. São formadas quando um átomo perde
elétrons. Os metais têm a tendência de formar cátions.
Ânions – partículas com carga elétrica negativa. São formados quando um átomo recebe
elétrons. Os não-metais metais têm a tendência de formar ânions.
3. Comparação Entre os Átomos
De acordo com o número atômico e o número de massa atômica, os átomos podem ser:
Isótopos – átomos com o mesmo número atômico e diferente número de massa e de nêutrons.
Os isótopos são átomos de um mesmo elemento químico. Exemplos:
1H
1;
1H
2;
1H
3
6C
12;
6C
13;
6C
14
Isóbaros – átomos com a mesma massa atômica e diferente número atômico e de nêutrons.
Os isóbaros são átomos de elementos diferentes. Exemplos:
18Ar
40;
19K
40;
20Ca
40
Isótonos – átomos com o mesmo número de nêutrons e diferente número atômico e diferente
número de massa atômica. São átomos de elementos diferentes. Exemplos:
27
28
13Al ; 14Si
4. Números Quânticos e a Distribuição Eletrônica
A primeira modificação sofrida no modelo atômico de Rutherford e Bohr, foi proposta pelo
cientista alemão Arnold Sommerfeld que, em 1916, admitiu que os elétrons, além das órbitas
circulares, descrevem também órbitas elípticas ao redor do núcleo. Cada órbita constitui uma
camada. Nos átomos conhecidos, existem sete camadas contadas a partir do núcleo. Elas são
representadas pelas letras: K, L, M, N, O, P e Q.
Por volta de 1923, Louis de Broglie apresentou uma equação onde mostrava que qualquer
corpo em movimento estaria associado a um fenômeno ondulatório. Assim, o elétron, apresenta a
natureza de uma partícula-onda, comportando-se ao mesmo tempo como partícula e onda. Então,
1926 Werner Heisemberg enunciou o princípio da incerteza, que afirma ser impossível determinar
ao mesmo tempo a posição exata e a velocidade de uma partícula-onda num dado instante.
De acordo com estas idéias, em 1927, Erwin Schrödinger propôs uma teoria chamada de
mecânica ondulatória, na qual apresenta uma equação que dá a probabilidade de encontrar o elétron.
Essa região foi denominada de orbital – região ao redor do núcleo em que é maior a probabilidade
de se localizar o elétron. Dessa forma deixa de ter sentido a idéia de órbita (certeza) e prevalece a
idéia de orbital (probabilidade).
Figura 23: Representação dos orbitais s e p (figura adaptada do Cap 3, p. 68 do livro de: SARDELLA, A. Curso
Completo de Química. São Paulo – SP: Ática, 3ªed., Vol. Único, 2002, 751p.
A identificação da quantidade de energia de um elétron em um átomo, é definida através
dos números quânticos. Em figuras planas, dois pontos podem identificar um objeto. Em figuras
tridimensionais, que correspondem a realidade, e este é o caso do átomo, precisamos de pelo menos
três pontos, estes são os números quânticos.
Número Quântico Principal (n) – define a maior parte da energia de um elétron, pois
relaciona à sua proximidade do núcleo. O n indica o nível energético, a camada do átomo. A
cada conjunto, ou nível, são atribuídos valores inteiros. O número máximo de elétrons por
camada é dado por 2n².
Número Quântico Secundário (l) - indica o subnível de energia. Correspondendo a pequenas
diferenças de energia entre elétrons de mesmo nível e pode ter valores inteiros de 0, 1, 2 até n 1. As pequenas diferenças de energia são atribuídas às formas que um orbital assume. Os
elétrons com o mesmo n e l formam um subnível.
Número Quântico Magnético (m ou ml) – indica o orbital em que o elétrons está localizado
e a orientação espacial deste orbital no subnível correspondente, podendo assumir os valores
inteiros negativos ou positivos no intervalo de -l a + l.
Spin (s) - com valor +1/2 ou -1/2, que se refere ao sentido de rotação do elétron em torno de
si mesmo. A configuração eletrônica revela os elétrons de maior energia de um átomo, que,
junto com os elétrons do último nível, são os responsáveis por suas propriedades. A tabela a
seguir resume os números quânticos e sua utilização prática.
Vale lembrar que, em um mesmo átomo, não existem dois elétrons com quatro números
quânticos iguais. Como conseqüência deste princípio, dois elétrons de um mesmo orbital têm spins
opostos. Um orbital semi-cheio contém elétrons desemparelhados; um orbital cheio contém elétrons
emparelhados, porém de spins opostos. De acordo com a regra de Hund, ao ser preenchido um
subnível, cada orbital desse subnível recebe inicialmente apenas um elétron; somente depois de o
último orbital desse subnível ter recebido seu primeiro elétron, começa o preenchimento de cada
orbital semi-cheio com o segundo elétron.
O elétron de maior energia ou elétron de diferenciação, é o último elétron distribuído no
preenchimento da eletrosfera. Em níveis diferentes, o elétron de maior energia nem sempre é o mais
afastado do núcleo principalmente devido a geometria dos orbitais. Linus Carl Pauling
esquematizou um método prático para estabelecer a ordem crescente de energia dos subníveis
seguindo o sentido das setas, temos todos os subníveis em ordem crescente de energia. Veja a
representação do diagrama de Pauling e a geometria dos orbitais s, p e d: