Baixar Orientações - Colégio Integrado Jaó

COLÉGIO INTEGRADO JAÓ
Professor: Kaká
MODELOS ATÔMICOS
Data:
23 / 06 / 2016
Aluno(a):
MODELOS ATÔMICOS
Modelo de Dalton (1808)
Professor da universidade inglesa New College
de Manchester, John Dalton foi o criador da primeira
teoria atômica moderna na passagem do século XVIII
para o século XIX.
Em 1803, Dalton publicou o trabalho Absorption
of Gases by Water and Other Liquids (Absorção de gases
pela água e outros líquidos), neste delineou os princípios
de seu modelo atômico.
Segundo Dalton:
 Átomos
de
elementos
diferentes
possuem
propriedades diferentes entre si.
 Átomos de um mesmo elemento possuem
propriedades iguais e de peso invariável.
 Átomos são partículas maciças, indivisíveis e esféricas
formadoras da matéria.
 Nas reações químicas, os átomos permanecem
inalterados.
 Na formação dos compostos, os átomos entram em
proporções numéricas fixas 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, nela o átomo é uma minúscula esfera maciça,
impenetrável, indestrutível, indivisível e sem carga. Todos
os átomos de um mesmo elemento químico são idênticos.
Seu modelo atômico foi chamado de modelo atômico da
bola de bilhar.
Modelo de Dalton: A matéria é constituída de diminutas
partículas amontoadas como laranjas.
Modelo de Thomson (1897)
Um dos experimentos mais importantes
projetados para tentar explicar os fenômenos que
envolvem a eletricidade foi a do físico inglês Willian
Crookes, utilizando ampolas de vidro contendo gás em
baixa pressão.
Experiências de Crookes
Utilizando uma ampola, Crookes fez vários
experimentos. Introduziu um gás a uma pressão muito
reduzida, aproximadamente 0,01 atm e provocou uma
diferença de potencial – algo em torno de 10.000 volts –
entre os eletrodos.
A primeira observação feita a partir da ampola de
Crookes nessas condições foi a de um fluxo luminoso –
denominado raios catódicos – que partia do pólo
negativo da ampola (denominado cátodo) em direção ao
pólo positivo (denominado ânodo) e que apresentava as
seguintes propriedades principais:
 Possuía massa: podia mover um pequeno moinho (ou
uma pequena hélice) colocado dentro da ampola.
 Caminhava em linha reta: projetava na parede oposta
da ampola a sobra de qualquer anteparo colocado em
sua trajetória.
 Possuía carga negativa: quando submetido a um
campo elétrico externo à ampola, sofria desvio em
direção ao pólo positivo; quando submetido a um
campo magnético externo, também sofria desvio.
Mais tarde, 1897, o físico inglês Joseph John
Thomson, trabalhando com raios catódicos, concluiu que
eles eram parte integrante de toda espécie de matéria,
uma vez que podia ser repetido com qualquer gás.
Thomson passou a chamar os raios catódicos de
elétrons.
Em 1886, o físico Eugen Goldstein adaptou um cátodo
perfurado à ampola de Crookes que continha gás a baixa
pressão, provocou uma descarga elétrica no gás e
observou um feixe de raios coloridos surgir atrás do
cátodo. Golstein denominou-os raios anódicos ou raios
canais.
Posteriormente, eles passaram a ser chamados
de raios positivos devido ao fato de movimentarem em
sentido oposto aos raios catódicos.
Além disso, quando submetidos a um campo
elétrico externo à ampola, raios canais se desviavam em
direção a placa negativa.
A parte elementar dos raios canais, isto é, as
menores partículas que os compunham, denominara-se
próton.
O Modelo atômico de Thomson, propunha, então
que o átomo não fosse maciço (como havia afirmado
John Dalton), mas sim um fluido com carga positiva
(homogêneo e quase esférico), no qual estavam
dispersos (de maneira homogênea) os elétrons. Podemos
fazer a analogia desse modelo atômico com um
"Panetone" ou com um pudim recheado de uvas passas,
em que a massa do panetone seria positiva e as passas
seriam as partículas negativas.
Modelo de Rutherford (1911)
Em 1911, o cientista neozelandês Ernest
Rutherford, utilizando os fenômenos radiativos no estudo
da estrutura atômica, descobriu que o átomo não seria
uma esfera maciça, mas sim formada por uma região
central, chamada núcleo atômico, e uma região externa
ao núcleo, chamada eletrosfera. No núcleo atômico,
estariam as partículas positivas, os prótons e, na
eletrosfera, as partículas negativas, os elétrons.
Para chegar a essas conclusões, Rutherford e
seus colaboradores bombardearam lâminas de ouro com
partículas α (2 prótons e 2 nêutrons), utilizando a
aparelhagem esquematizada acima.
Rutherford observou que a grande maioria das
partículas atravessava normalmente a lâmina de ouro que
-5
apresentava aproximadamente 10 cm de espessura.
Outras partículas sofriam pequenos desvios e outras, em
número muito pequeno, batiam na lâmina e voltavam. O
caminho seguido pelas partículas α podia ser detectado
devido às cintilações que elas provocavam no anteparo
de sulfeto de zinco.
Comparando o número de partículas α lançadas com o
número de partículas α que sofriam desvios, Rutherford
calculou que o raio do átomo deveria ser 10.000 a
100.000 vezes maior do que o raio do núcleo, ou seja, o
átomo seria formado por espaços vazios. Por esses
espaços vazios, a grande maioria das partículas α
atravessava a lâmina de ouro.
Os desvios sofridos pelas partículas α eram devido às
repulsões elétricas entre o núcleo (positivo) e as
partículas α, também positivas, que a ele se dirigiam. O
modelo de Rutherford (figura abaixo) ficou conhecido
como "modelo planetário".
Exemplos:
1
, 21 H , 31 H São isótopos (Os três apresentam 1 próton.)
1H
40
e 40
São isóbaros (Os dois apresentam o número
18Ar
20Ca
de massa 40.)
3
4
São isótonos (os dois apresentam 2 nêutrons)
1H
2 He
Partículas elementares
A experiência de Rutherford mostrou que, no núcleo
atômico, além do próton deveria existir uma outra
partícula. Esta foi descoberta em 1932 pelo cientista
inglês James Chadwick e recebeu o nome de nêutron.
Prótons, elétrons e nêutrons são as principais partículas
presentes num átomo. Elas são chamadas partículas
elementares ou subatômicas e suas principais
características são:
Observe que as partículas presentes no núcleo atômico
apresentam a mesma massa e que essa é praticamente
2.000 vezes maior do que a massa do elétron. A massa
de um átomo está praticamente concentrada numa região
extremamente pequena do átomo: o núcleo atômico.
A quantidade atômica de prótons e elétrons presentes
num átomo é a mesma, o que faz com que ele seja
eletricamente neutro.
Íons - São átomos ou grupos de átomos que apresentam
carga elétrica.
Cátion - Apresenta carga elétrica positiva, em função de
ter perdido elétrons (np > ne ).
Ânion - Apresenta carga elétrica negativa, em função de
ter ganhado elétrons (np < ne ).
Modelo Bohr (1913)
Em 1913, o físico dinamarquês Niels Bohr, ao estudar
espectros de emissão de certas substâncias, modificou o
modelo de Rutherford. No início do século XX, era fato
conhecido que a luz branca (luz solar, por exemplo) podia
ser decomposta em diversas cores. Isso é conseguido
fazendo com que a luz passe por um prisma. No caso da
decomposição da luz solar, obtém-se um espectro
chamado espectro contínuo. Este é formado por ondas
eletromagnéticas
visíveis
e
invisíveis
(radiação
ultravioleta e infravermelho). Na parte visível desse
espectro, não ocorre distinção entre as diferentes cores,
mas uma gradual passagem de uma para outra. O arcoíris é um exemplo de espectro contínuo, onde a luz solar
é decomposta pelas gotas de água presentes na
atmosfera. Como a cada onda eletromagnética está
associada certa quantidade de energia, a decomposição
da luz branca produz ondas eletromagnéticas com toda e
qualquer quantidade de energia.
Número atômico (Z)
Corresponde ao número de prótons que um
átomo apresenta em seu núcleo. O número atômico é o
que caracteriza um elemento químico.
Número de massa (A)
Corresponde à soma do número de prótons e
nêutrons que um átomo apresenta em seu núcleo.
A=Z+N
Isótopos: Conjunto de átomos do mesmo elemento que
apresentam número de massa diferente.
Isóbaros: Conjunto de átomos de elemento diferentes
que apresenta número atômico diferente e igual número
de massa.
Isótonos: Conjunto de átomos de elementos químicos
diferentes que apresentam número de massa diferente,
número atômico diferente e número de nêutrons igual.
No entanto, se a luz que atravessar o prisma for de uma
substância como hidrogênio, sódio, neônio etc. será
obtido um espectro descontínuo. Este é caracterizado por
apresentar linhas coloridas separadas. Em outras
palavras, somente alguns tipos de radiações luminosas
são emitidas, isto é, somente radiações com valores
determinados de energia são emitidas.
Baseado nessas observações experimentais, Bohr
elaborou um novo modelo atômico cujos postulados são:
 Na eletrosfera, os elétrons não se encontram em
qualquer posição. Eles giram ao redor do núcleo em
órbitas fixas e com energia definida. As órbitas são
chamadas camadas eletrônicas, representadas pelas
letras K, L, M, N, O, P e Q a partir do núcleo, ou níveis
de energia representados pelos números 1, 2, 3, 4...
 Os elétrons, ao se movimentarem numa camada
eletrônica, não absorvem nem emitem energia.
 Os elétrons de um átomo tendem a ocupar as
camadas eletrônicas mais próximas do núcleo, isto é,
as que apresentam menor quantidade de energia.
 Um átomo está no estado fundamental quando seus
elétrons ocupam as camadas menos energéticas.
 Quando um átomo recebe energia térmica ou elétrica
(1 quantum E = hf ), o elétron pode saltar para uma
camada mais externa (mais energética). Nessas
condições, o átomo se torna instável. Dizemos que o
átomo se encontra num estado excitado.
 Os elétrons de um átomo excitado tendem a voltar
para as camadas de origem. Quando isso ocorre, ele
devolve, sob a forma de onda eletromagnética
(fótons), a energia que foi recebida na forma de calor
ou eletricidade.
Esses postulados permitem explicar a existência dos
espectros de emissão descontínuos: como o elétron só
pode ocupar determinadas órbitas, as transições
eletrônicas (ida e volta do elétron) ocorrem em número
restrito, o que produz somente alguns tipos de
radiação eletromagnética e não todas como no
espectro contínuo.
O modelo atômico de Bohr foi elaborado para o átomo de
hidrogênio, mas aplica-se com boa aproximação a todos
os outros átomos.