atomo_conceitos_fundamentais

Beatriz Maselli
Profa Ana
Desde a antiguidade o homem se interessa em responder a pergunta sobre a constituição da matéria.
O antigo filósofo Leucipo, por exemplo, acreditava que o átomo era constituído por partículas minúsculas.
Depois dessa definição, foi proposto por Demócrito e Dalton que as partículas atômicas eram maciças e indivisíveis.
Fato este contestado mais tarde por Thomson, um físico inglês que descobriu a existência do elétron e pôde, então, confirmar a ideia antes proposta por Leucipo.
Depois dessa descoberta, Thomson apresentou um modelo no qual o átomo era formado por uma esfera de cargas positivas e dentro do núcleo existiam elétrons.
Modelo do átomo de Thomson – Numa esfera de massa uniformemente distribuída carregada positivamente,
estariam incrustados elétrons de carga negativa, como em um pudim.
Do átomo de Rutherford ao átomo de Bohr
Através de todo o estudo sobre o átomo, Rutherford e sua equipe chegaram, em 1911, a um modelo atômico, que chamaram de modelo planetário do átomo.
Ernest Rutherford e Niels Bohr
Em 1913, Niels Bohr decifrou o modelo atômico, aplicando aos seus estudos o quantum de ação descoberto por Planck. O quantum de ação era, na verdade, o grande
curinga que viria a concluir e esclarecer o modelo atômico.
Partículas Fundamentais

Os físicos dividem as partículas atômicas fundamentais em três
categorias: quarks, léptons e bósons. Os léptons são partículas
leves como o elétron.
Foi o cientista americano Linus C.
Pauling quem apresentou a teoria até o
momento mais aceita para a distribuição
eletrônica.
Sobre Pauling, é sempre interessante citar
que ele foi duas vezes laureado com
o Prêmio Nobel. O de química em 1954,
por suas descobertas sobre as ligações
atômicas, e o da Paz em 1962, por sua
militância contra as armas nucleares.
Nos seus últimos anos de vida, publicou um trabalho relatando que
concentrações significativas de vitamina C podem impedir a duplicação
do vírus HIV. Foi um pesquisador ativo até a sua morte, quando atuava
como Diretor de Pesquisa no Instituto Linus Pauling de Ciências e
Medicina, em Palo Alto.
Os átomos possuem até 7 camadas eletrônicas :
Os sub-níveis eletrônicos são quatro, s, p, d, f. para os átomos naturais.
O sub-nível s comporta no máximo 2 elétrons.
O sub-nível p comporta no máximo 8 elétrons.
O sub-nível d comporta no máximo 10 elétrons.
O sub-nível f comporta no máximo 14 elétrons.
Esquema da distribuição das camadas e subcamadas eletrônicas de
Linus Pauling
Número
máximo
Subnível
de
elétrons
s
2
p
6
d
10
f
14
Nomenclatura
s2
p6
d10
f14
Os elétrons se distribuem segundo o
nível de energia de cada subnível,
numa seqüência crescente em que
ocupam primeiro os subníveis de
menor energia e, por último, os de
maior.
Subnível
Cam Níve
ada
l
s2
K
L
M
N
O
P
Q
1
2
3
4
5
6
7
1s
2s
3s
4s
5s
6s
7s
p6
d10
f14
2p
3p
4p
5p
6p
7p
3d
4d
5d
6d
4f
5f
Total
de
elétr
ons
2
8
18
32
32
18
8
NÚMERO ATÔMICO (Z) E
NÚMERO DE MASSA (A)

Tomando o modelo de Rutherford–Bohr como objeto de estudo,
podemos definir alguns tópicos básicos que vão nortear nossos
estudos.
Número atômico (Z): n.° de prótons (P) no núcleo de um átomo.
Z=p
O número atômico caracteriza um elemento químico.
Número de massa (A): O número de massa é a soma dos prótons (P) e
nêutrons (N) do núcleo de um átomo.
A=P+N
ou
A=Z+N
Um átomo (X) será representado assim:
A
z
X
ou zXA
Átomo neutro – Aquele em que o número de prótons é igual ao
número de elétrons.
Exemplo: 11Na23 e
16
8O
Íon: espécie química cujo número de prótons é diferente do número
de elétrons.
Cátions: formados por retiradas de um ou mais elétrons da
eletrosfera de um átomo: íon carregado positivamente.
Exemplos:
11Na
1+
= perdeu 1 elétron

Ânions: formados quando adicionamos um
ou mais elétrons à eletrosfera de um átomo:
íon carregado negativamente.
Exemplos:
2- = ganhou 2 elétrons
O
8
1- = ganhou 1 elétron
Cl
17
RELAÇÕES ENTRE OS ÁTOMOS

Isótopos: Átomos com o mesmo número de prótons no
núcleo, porém, números de massa diferentes.

Isótopos do elemento oxigênio: 8O16
8O
17

Isótopos do elemento potássio: 19K39
40
19K

Isótopos do elemento hidrogênio:
8O
18
41
19K
ISÓBAROS: Átomos com o mesmo
número de massa (A)

São átomos de diferentes elementos (de
números atômicos diferentes).
Exemplo:
Argônio :
40
Ar
18
Cálcio :
40
Ca
20
ISÓTONOS: Átomos com o mesmo
número de nêutrons.

Exemplo:
Boro:
11 n = 6
B
5
Carbono: 6C12 n = 6
ISOELETRÔNICOS: Elementos químicos
diferentes que possuem a mesma quantidade
de elétrons.

Exemplo:
Magnésio:
2+ = 10 elétrons
Mg
12
Flúor:
1F
9
= 10 elétrons
Nitrogênio:
3N
7
= 10 elétrons