Modelos atômicos

Modelos atômicos
CursodeQuímica
Prof.RuiMedeiros
quimicadorui.com.br
Módulo Extra - 2017
CURSO DE QUÍMICA – PROFESSOR RUI MEDEIROS – MÓDULO EXTRA - 2017
2
Modelos atômicos
ü
A representação esquemática do átomo de
Thomson pode ser vista logo abaixo:
1 – Modelo atômico de J. Dalton:(1803)
Resgatou as ideias dos filósofos gregos
ü
Leucipo e Demócrito sobre átomos.
É considerado o primeiro modelo atômico
ü
científico, pois baseia as suas ideias em dados
experimentais.
Segundo Dalton, os átomos eram: esféricos,
ü
maciços, indivisíveis e indestrutíveis.
Átomos de um mesmo elemento eram
ü
idênticos
entre
si
em
massa,
tamanho
e
propriedades. Então, ele os representava utilizando
esferas idênticas:
ü
A descoberta do elétron é atribuída a J. J.
Thomson, utilizando uma ampola de raios catódicos
(“Ampola de Crookes”).
ü
Trata-se de uma ampola de vidro contendo
um gás a baixas pressões, como a esquematizada
logo abaixo:
Este
ü
modelo
conseguiu
explicar
convincentemente as chamadas leis ponderais:
Lei
•
da
conservação
das
massas,
de
Lavoisier.
Lei das proporções definidas, de Proust.
•
NOME DO MODELO:
Bola de bilhar.
ü
Aplicando-se uma diferença de potencial
entre os eletrodos, nota-se que há o surgimento de
2
–
Modelo
atômico
de
J.
J.
Thomson:(1903)
uma radiação, que sai do cátodo em direção ao
ânodo.
Devido
a
esse
comportamento,
essas
misteriosas radiações foram batizadas de “raios
ü
Explicava a natureza elétrica da matéria.
catódicos”.
ü
Segundo Thomson, o átomo era uma esfera
ü
Para
desvendar
a
natureza
dessas
gelatinosa dotada de carga positiva, incrustada de
radiações, Thomson realizou algumas adaptações no
partículas de carga negativa (elétrons) em sua
experimento, conforme veremos a seguir:
superfície.
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Experiência 01: Coloca-se um anteparo frente aos
metálica (cátodo). Isso levou Thomson a concluir que
raios catódicos. Nota-se que há a projeção da
os raios catódicos se tratavam na realidade de uma
sombra do objeto logo atrás do mesmo.
partícula subatômica: os elétrons.
NOME DO MODELO:
“Pudim de passas” ou “Pudim de ameixas”.
3
–
Modelo
atômico
de
E.
Rutherford:(1911)
ü
Realizou
experiências
envolvendo
o
Conclusão: Os raios catódicos se movem em linha
bombardeamento de uma fina lâmina de ouro
reta.
(0,0001 mm) com partículas alfa provenientes de
uma fonte radioativa (polônio).
Experiência 02: Ao colocar um catavento de mica
em frente aos raios catódicos, nota-se que ele entra
em rotação.
Conclusão: Os raios catódicos possuem massa, ou
seja, são corpusculares.
Experiência 03: Colocando duas placas carregadas
próximo ao caminho das radiações, nota-se que os
ü
Os resultados obtidos podem ser vistos logo
abaixo:
raios catódicos sofrem deflexão para o lado da placa
positiva.
1ª Observação: A maioria das partículas alfa
atravessava a folha sem sofrer desvio ou sofrendo
um desvio muito pequeno.
Conclusão: A maioria do átomo era constituída de
um espaço vazio.
2ª Observação: Uma menor parte das radiações
sofria um desvio maior que o esperado.
Conclusão: As partículas alfa (carga positiva) foram
Conclusão: Os raios catódicos possuem carga
repelidas pelo núcleo atômico, por possuir carga
elétrica negativa.
positiva.
ü
Os resultados obtidos independiam do gás
utilizado ou do metal que era composta a placa
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3ª Observação: Raramente as partículas alfa
Com esse aparato, Goldstein conseguiu prever a
colidiam com a lâmina de ouro e retornavam (uma a
existência de uma nova partícula subatômica, dessa
cada 10 mil ou uma a cada 100 mil).
vez, de carga positiva: o próton.
Conclusão: A região que concentrava a massa do
átomo (núcleo) deveria ser muito pequena (cerca de
Obs.3: Os nêutrons só foram descobertos em 1932,
10 mil a 100 mil vezes menor que o próprio átomo).
por James Chadwick, embora Rutherford já fizesse
previsões da existência dessa partícula.
ü
Com isso, Rutherford propôs um átomo
totalmente diferente de seus antecessores, conforme
NOME DO MODELO:
ilustração a seguir:
“Modelo planetário” ou “Sistema solar.”
4 – Modelo atômico de N. Böhr:(1913)
Corrigiu algumas incoerências na eletrosfera
ü
proposta por Rutherford.
Segundo Böhr, a eletrosfera do átomo teria
ü
de ser quantizada, ou seja, organizada em níveis de
energia (também conhecidos como camadas).
Cada nível de energia deveria possuir um
ü
Obs.1: Características das partículas subatômicas:
Partícula
Carga
Massa
subatômica
relativa
relativa
Próton (p)
+1
1
Elétron (e)
-1
1/1836
Nêutron (n)
zero
1
número máximo de elétrons, prevista pela equação
de Rydberg:
Nºelétrons=2.n2
Onde: “n” representa o nível eletrônico (número
quântico principal).
No entanto, para os elementos conhecidos, o
ü
número de elétrons observado experimentalmente
Obs.2: Ampola de raios anódicos (raios canais):
nos átomos conhecidos era diferente do número de
elétrons previsto pela equação de Rydberg:
Nível
Camada
Nº máx. de
-
(n)
Nº máx. de e
e previsto
observado
1
K
2
2
2
L
8
8
3
M
18
18
4
N
32
32
5
O
50
32
6
P
72
18
7
Q
98
8
-
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ü
Para
descrever
o
comportamento
dos
elétrons nos níveis de energia, Böhr elaborou alguns
Obs.3: Cores emitidas por diversos elementos
químicos quando excitados por uma fonte:
enunciados, conhecidos como “Postulados de Böhr”,
Elemento
Cor emitida
que podem ser resumidos da seguinte forma:
Bário (Ba)
Verde
1)
Cálcio (Ca)
Vermelho-tijolo
Chumbo (Pb)
Azul
Cobre (Cu)
Azul-esverdeado
Estrôncio (Sr)
Vermelho
Lítio (Li)
Vermelho-carmin
Potássio (K)
Violeta
Sódio(Na)
Amarelo
Os elétrons movem-se em órbitas circulares
em torno do núcleo atômico central;
2)
Quando um elétron está em determinada
órbita, dizemos que ele está em um estado
estacionário, pois a sua energia é constante.
3)
Quanto mais distante do núcleo é a órbita,
maior é a sua energia.
4)
Um elétron pode saltar de uma órbita para
outra, desde que absorva ou libere energia. Esses
saltos são conhecidos como “saltos quânticos”.
Energia absorvida = quantum (plural = quanta).
Energia liberada – fóton (plural = fótons).
Obs.1: Quando um elétron está em seu estado de
menor
energia,
dizemos
que
está
no
estado
fundamental; quando este recebe energia, saltando
para uma órbita mais externa, dizemos que fica em
um estado excitado.
Obs.2: O modelo de Böhr conseguia apenas explicar
os espectros atômicos do átomo de hidrogênio ou de
íons hidrogenoides, ou seja, íons que possuam
apenas um elétron.