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AULA
1. Química 1
1
Modelos Atômicos
1. UM POUCO DE HISTÓRIA
a) Segundo Aristóteles, Leucipo de Mileto (480-420 a.C.), foi o idealizador das idéias atomistas, seguido por Demócrito (460370 a.C.), defendiam a crença de que os materiais eram formados por átomos, que no grego significa aquilo que não pode ser
dividido.
b) Aristóteles (384-322 a.C.), defendia que a matéria seria contínua, ou seja, não seria formada por átomos nem espaços vazios.
Ele acreditava que uma pequena parte da matéria (partícula) poderia guardar suas propriedade (temperatura de fusão, densidade,
cor, etc), mas sabemos hoje, que isso não é verdade, essas grandezas apresentam-se como um todo.
2. MODELOS ATÔMICOS
a) Modelo de Dalton
(1808) Aplicando o conceito de átomo para explicar as leis de conservação das massas - Lavoisier e proporções fixas –
Proust, construiu um modelo que defende, que a matéria é constituída por átomos, que são partículas maciças, indivisíveis
e indestrutíveis.Todos átomos de um mesmo elemento são idênticos, tendo o mesmo tamanho, massa e propriedades químicas,
átomos de elementos diferentes diferem entre si, e todas reações químicas consiste na separação, combinação ou rearranjo dos
átomos. Uma das limitações desse modelo era que não tinha base para explicar a natureza elétrica da matéria, visto que
novas descobertas foram feitas nessa época sobre a existência da eletricidade (Pilha de Volta, a condução de corrente elétrica).
Modelo de Dalton
b) Modelo de Thomson
(1897) Demonstrou que os raios catódicos eram cargas negativas, comuns a todos os átomos. Ou seja, ele provou a existência
dos elétrons. Seu modelo atômico propunha um átomo esférico, uma bola de massa uniforme de cargas positivas, com elétrons
“incrustados“, tal modelo ficou conhecido como “Pudim de ameixas” ou “Pudim de Passas”.
Modelo de Thomson
c) Modelo de Rutherford
(1911) Usando um feixe de partículas alfa (que são relativamente pesadas e carregadas positivamente), bombardeava uma
finíssima lâmina de ouro. A trajetória dessas partículas, depois da interação com o metal, poderia ser observada pela cintilação
produzida por essas partículas, num anteparo fluorescente de sulfeto de zinco. Tendo como base o modelo anterior (Thomson),
esperava-se que todas as partículas alfa deveriam atravessar a lâmina sem sofrer desvios ou com
desvios muito pequenos em suas trajetórias, pois estando a carga positiva espalhada por todo o átomo, a interação das partículas
alfa não seria muito forte em qualquer região do átomo. Como era esperado, a maioria das partículas alfa atravessou a lâmina
sem ou com pouco desvio, mas o que surpreendeu foi o fato de algumas partículas sofrerem desvio muito grandes, algumas
mesmo cegando até a voltar, após interagir com a lâmina. A partir dessas observações, Rutherford concluiu que esse obstáculo
que causava grandes desvios ou então bloqueava a passagem das partículas deveria corresponder à região central do átomo.
Chamou então essa região central de núcleo. A maior parte do espaço, em volta desse núcleo, era praticamente vazia, onde
orbitariam os elétrons, de carga negativa e massa desprezível. Por essa região vazia as partículas alfa ultrapassavam a lâmina
de ouro. Rutherford construiu então seu modelo, conhecido como modelo planetário do átomo, no qual os elétrons descrevem
movimento circular ao redor do núcleo, assim como os planetas ao redor do Sol.
As limitações desse modelo se encontram na explicação da estabilidade do átomo. Não explicava o porquê dos elétrons
se encontrarem em órbita do núcleo e não em contato direto com o núcleo, uma vez que partículas de cargas opostas se
atraem.
Modelo de Rutherford
c) Modelo de Bohr
(1913) O Físico dinamarquês Niels Bohr propôs um modelo que explicaria por que os átomos emitem linhas espectrais, de
comprimento de ondas característicos. Através do estudo dos espectros também explicou por que os elétrons situam-se a
determinadas distancias do núcleo do átomo, fato que o modelo de Rutherford não poderia explicar. Um elétron em um átomo só
pode ter certas energias específicas, esta é a idéia da energia quantizada, ou seja, os elétrons só podem absorver ou liberar
energia em unidades discretas chamadas quanta. Seu modelo se baseia nos seguintes postulados:
1) O elétron gira em torno do núcleo em órbitas circulares de energia constante (estados estacionários), também chamadas de
camadas ou níveis energéticos;
2) Por absorção de uma quantidade suficiente de energia, o elétron pode passar para uma nova órbita mais afastada do núcleo;
3) Por emissão dessa energia absorvida, o elétron poderá retornar a uma órbita mais próxima do núcleo (menor energia), mas
nunca abaixo da sua órbita de origem (estado fundamental);
4) As diferenças de energia entre as várias órbitas correspondem às energias da luz associada às linhas espectrais emitidas pelo
átomo. Embora Bohr conseguisse explicar somente o espectro do átomo de H, a idéia da quantizar a eletrosfera em níveis em
energéticos (Camadas K, L, M, N, O, P e Q) foi muito importante e abriu uma nova etapa ao modelo atômico.
d) Modelo atual (Modelo Orbital)
Esse novo modelo substitui idéia de órbita (trajetória do elétron) pela idéia de orbital – região mais provável de se encontrar o
elétron a uma certa distância do núcleo. Teve contribui a contribuição de vários cientistas, como Bohr, Planck, Heisenberg,
Schroedinger, Pauli, Louis de Broglie, entre outros. As idéias desse modelo são as seguintes:
- O átomo possui um núcleo e uma eletrosfera (conceito que havia já proposto por Rutherford);
- A eletrosfera é uma região onde existem infinitos níveis de energia, mas os átomos conhecidos hoje, ocupam apenas 7 deles.
São indicados também pelas letras K, L, M, N, O, P e Q;
- Dentro desses níveis existem subníveis de energia, representados por s, p, d e f;
- Em cada subnível de energia, existem outras subdivisões denominadas orbitais;
- Orbital é uma região da eletrosfera onde há maior probabilidade de encontrar um elétron;
- Dentro do subnível energético s, teremos orbitais do tipo s, dentro dos orbitais do tipo p, teremos orbitais do tipo p, e assim
sucessivamente;
- Os orbitais possuem formas espaciais diferentes;
- Em cada subnível pode conter um número máximo de elétrons. De acordo com o máximo é que distribuímos esses elétrons
nesses orbitais.
Observe o Quadro a seguir:
Nº de orbitais
Nº Máximo de elétrons
1
2
3
6
5
10
7
14
Subnível
S
P
D
F
3. REPRESENTAÇÃO DO ÁTOMO
a) Sabe-se que Elemento químico é o conjunto de átomo com mesmo número atômico, porém não necessariamente o mesmo
número de massa, pois hoje sabemos da existência dos isótopos. Esses são átomos, com mesmo número atômico, ou seja, do
mesmo elemento químico, porém número de nêutrons diferentes, e consequentemente número de massa diferente. O número
de massa se dá pela soma do número de prótons com o número de nêutrons:
A=Z+n
E o átomo de qualquer elemento químico pode ser representado da seguinte forma:
E ou E onde: Z= número atômico= número de prótons
A=número de massa
E=Sigla representativa do átomo
Z
A
A
Z
Voltando agora ao conceito de isótopos, e tendo visto a forma representativa do átomo, podemos citar um exemplo típico, que
é os isótopos do elemento hidrogênio:
H Hidrogênio “leve” ou prótio
1
1
H Hidrogênio “pesado” ou Deutério
2
1
H Hidrogênio “muito pesado” ou Trítio
1
3
Na tabela periódica, os o número de massa dos elementos que apresentam isótopos é calculado através da média
ponderada da massa dos isótopos, considerando a abundância de cada um, veja o exemplo:
Quadro: abundância na natureza dos isótopos do hidrogênio
Isótopos naturais
Nomes
Abundância aproximada
H
Prótio
99,985 %
H
Deutério
0,015%
H
...
1
1
1
1
2
3
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