O modelo atômico de Thomson

Quimica Geral
Prof. Jackson Alves
Modelos Atômicos
(Thomson até Bohr)
1.1.1 - A descoberta do elétron
Século XIX
Henrich Geissler (1859)
Johann Hittorf (1869)
WilliamCrookes (1886)
gases submetidos a
baixas pressões, os
podem tornar-se
condutores elétricos.
Tubo de raios catódicos
A mancha esverdeada(de natureza desconhecida)são provenientes do pólo
negativo, chamado de catodo. Esses raios foram denominados raios catódicos.
A descarga emitida tinha carga elétrica negativa
O modelo atômico de Thomson(1897), propôs uma resposta para: “O
átomo é divisível? Têm natureza elétrica? Como estão dispostos suas
partículas constituíntes?”.
As sugestões:
A massa total do átomo seria devida quase que
totalmente apenas as cargas positivas, espalhadas,
uniformemente, por toda uma esfera, formando uma
massa compacta e uniforme. Na superfície dessa
massa estariam aderidos os elétrons, espaçados de
modo uniforme.
Esfera com carga elétrica positiva
Elétrons (partículas com carga elétrica negativa)
“Modelo de Pudim de Passas”
Thomson provou que os
elétrons eram
corpúsculos, dotados de
carga elétrica e de
massa, que fazem parte
de toda a matéria.
O MODELO DE THOMSON FICOU CONHECIDO COMO “PUDIM DE PASSAS”,
ONDE SE ASSEMELHARIA A UM PUDIM COBERTO
COM PASSAS, EM QUE O PUDIM SERIA A MASSA DE CARGAS POSITIVAS E
AS PASSAS OS ELÉTRONS.
O modelo de Thomson foi aceito ate 1911, quando Ernest Rutherford
propôs um outro modelo mais aprimorado
1.1.2 - O átomo de Rutherford
A descoberta da segunda
partícula subatômica: o próton
- Cientista neozelandês, estudou com J.J. Thomson.
- Em 1908 realizou uma experiência que lhe permitiu propor
um novo modelo atômico.
Ele criou primeiro um modelo estático e, depois, um modelo dinâmico.
Experiência de Rutherford
Resultados previstos segundo o modelo de Thomson:
As partículas “α”
deveriam atravessar
as folhas de ouro sem
sofrer desvios.
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A maior parte das
partículas α comportava-se
como esperado, mas um
significativo número delas
sofria desvios acentuados.
Resultados da experiência de Rutherford
Partículas α
Existe, no interior do átomo, uma região central positiva – o
núcleo, que exerce fortes forças repulsivas sobre as
partículas alfa.
Modelo proposto por Rutherford (1911):
O átomo é uma estrutura praticamente vazia, e
não uma esfera maciça;
É constituído por:
• Núcleo muito pequeno com a carga positiva,
onde se concentra quase toda a massa do
átomo.
• Elétrons com carga negativa movendo-se em
volta do núcleo.
O átomo seria um sistema semelhante ao sistema solar.
“Modelo Planetário”
A experiência de Rutherford consistiu em lançar um jato de partículas αlfa
emitidas pelo polônio (um elemento radioativo) sobre uma finíssima lâmina
de ouro.
A lâmina precisava ser extremamente fina (0,001 mm de espessura), pois já
se sabia que as partículas alfa não atravessam obstáculos de maior
espessura. A lâmina não precisava ser de ouro, podendo ser de outro
metal. Todavia, o ouro foi escolhido por ser muito maleável e, portanto,
mais adequado a preparação da lâmina.
Revendo as observações:
1. A maior parte das partículas αlfa consegue atravessar a lâmina (Au) sem
sofrer desvio.
2. Algumas partículas αlfa conseguem atravessar a lâmina, porém sofrem um
desvio muito forte em seu caminho.
3. Pouquíssimas partículas alfa não conseguem atravessar a lâmina e voltam
para o mesmo lado de onde são lançadas.
As possíveis respostas:
1. As partículas não encontram nenhum obstáculo pela frente e seguem em
linha reta.
2. As partículas encontravam algum obstáculo, porem não muito grande,
quando atravessavam os átomos da lâmina.
3. As partículas encontram um obstáculo irremovível ao colidirem em algum
ponto dos átomos da lâmina.
•A descoberta da terceira partícula
subatômica: o nêutron
•
Percebeu-se que no núcleo poderia ter mais de 1 próton
•
Comprometeria a estabilidade do núcleo
(forças de repulsão muito fortes).
•
•
•
Rutherford admitiu que existia no núcleo partículas
semelhantes aos prótons, porém sem cargas
Chadwick (1932) descobriu os nêutrons
Os nêutrons serviriam para diminuir a repulsão entre os prótons
(maior estabilidade no núcleo)
O modelo atômico planetário: elétrons
giram ao redor do núcleo, podendo
ocupar qualquer órbita existente.
Velódromo: o
ciclista pode
ocupar qualquer
parte da pista.
De acordo com a teoria de Rutherford, os elétrons podiam orbitar
o núcleo a qualquer distância.
Qdo os elétrons circundam em volta do núcleo, estariam mudando
constantemente sua direção.
A eletrodinâmica clássica (que trata do movimento dos elétrons) explica
que, tais elétrons que mudam constantemente sua direção, seu sentido, sua
velocidade ou ambos, devem continuamente emitir radiação. Ao fazer isto,
perdem energia e tendem a espiralar para o núcleo.
Isto significa que os átomos seriam instáveis, completamente o contrario da
realidade.
Como a descrição do átomo de Rutherford não está inteiramente
correta, ela não esclareceu algumas observações que já tinham sido feitas:
- a respeito do comportamento de determinados gases. Estes gases, a
pressão baixa, emitem luz em um jogo de faixas discretas do espectro
eletromagnético.
Isto e completamente diferente da radiação emitida por sólidos, que é
espalhada uniformemente através do espectro eletromagnético. As
emissões da radiação destes gases eram importantes porque mostraram
que, ao menos sob algumas circunstâncias, as órbitas dos elétrons não
podem estar a qualquer distância do núcleo, mas confinadas a distâncias
discretas do mesmo (ou a estados da energia específicos).
1.1.3 – O átomo de Niels Bohr
Niels Bohr trabalhou com Thomson, e posteriormente com
Rutherford.
Tendo continuado o trabalho destes dois físicos, aperfeiçoou,
em 1913, o modelo atômico de Rutherford.
A teoria atômica de Bohr foi publicada entre 1913 e 1915. Ela conseguiu
explicar perfeitamente o espectro do átomo de hidrogênio, que a teoria de
Rutherford não conseguia explicar. Para isto, Bohr aceitou o modelo
dinâmico de Rutherford com três postulados.
1- Os elétrons giram ao redor do núcleo em orbitas circulares (modelo de
Rutherford), porém sem emitir energia radiante (estado estacionário).
2- Um átomo emite energia sob a forma de luz somente quando um elétron
pula de um orbital de maior energia para um orbital de menor energia.
ΔE = h.f, a energia emitida é igual a diferença de energia dos dois orbitais
envolvidos no salto.
3- As orbitas possíveis são aquelas em que o elétron possui um momento
angular múltiplo inteiro de h/2π.
Desta forma, o 3º postulado indica que o elétron não pode estar a
qualquer distância do núcleo, porém ele fica limitado a poucas órbitas
possíveis, as quais são definidas por um parâmetro denominado número
quântico principal n.
1- O modelo de Bohr explica o espectro
principal do átomo de hidrogênio e
átomos hidrogenóides (átomos com
apenas 1 elétron).
2- Permite calcular raios e velocidade
para o Hidrogênio e átomos com
apenas 1elétron.
3- Não explica o espectro fino.
4- Cálculos de raios e velocidade para
H e átomos hidrogenóides para valores
altos de n e de Z perdem o significado.
5- Para átomos multieletrônicos, as ideias de raio e “v” perdem o significado.
6- Velocidade descontinua, em pulsos, pacotes ou quanta.
7- Raio descontinuo, em saltos ou pulsos.
➔ Aplicações do modelo de Bohr
• Teste da chama;
• Fogos de artifício;
• Luminosos e lâmpadas (neônio e lâmpadas de vapor de Na ou Hg);
• Fluorescência e Fosforescência;
• Raio Laser;
• Bioluminescência: a luz dos vaga-lumes;