Modelos Atômicos

Modelos Atômicos

Modelos Atômicos – Definição

Um modelo é uma representação de um sistema no mundo real.

Modelos nos ajudam a compreender os sistemas e suas propriedades.

Por exemplo, um modelo atômico representa o que a estrutura de um átomo poderia parecer, com base no que sabemos sobre como os átomos se comportam.

Não é necessariamente uma imagem fiel da estrutura exata de um átomo.

Os modelos são frequentemente simplificado.

Um modelo não pode estar sempre absolutamente exato e é importante que nós percebemos isso, para que não se acumulem uma ideia errada de alguma coisa.

Modelos Atômicos – Matéria

A idéia da matéria constituída de átomos surgiu pela primeira vez com os antigos gregos, Demócrito, século V a. C.; foi defendida por Leucipo e Epicuro, sendo este último o criador da expressão átomo.

É importante perceber que muito do que sabemos sobre a estrutura dos átomos foi desenvolvido durante um longo período de tempo.

Hoje em dia, sabemos que os átomos são constituídos por um núcleo de carga positiva no centro cercado por elétrons carregados negativamente.

No entanto, no passado, os cientistas tiveram diferentes modelos ou imagens para descrever o que os átomos se pareciam.

Modelos Atômicos – Teorias

Dalton

Em 1808, Dalton supôs que a matéria seria composta de minúsculas partículas material indestrutível, mantendo massa e dimensão inalteráveis, sendo então indivisíveis, não podendo ser criado nem destruídos. Ele chamou estas minúsculas partículas de átomos.

A idéia da matéria constituída de átomos surgiu pela primeira vez com os antigos gregos, Demócrito, século V a. C.; foi defendida por Leucipo e Epicuro, sendo este último o criador da expressão átomo.

Postulados de Dalton:

Somente no início do século XIX, a idéia atomista da matéria retorna com ênfase no meio científico, sendo John Dalton o seu propagador.
A teoria atômica de Dalton (1803) baseia-se em fatos experimentais, na procura das justificativas das leis de Lavoisier, de Proust e na lei que recebe o seu próprio nome.

Os principais pontos desta teoria são:

1 – toda matéria é formada de átomos;
2 – os átomos são indivisíveis;
3 – os átomos não se transformam uns nos outros;
4 – os átomos não podem ser criados nem destruídos;
5 – os elementos químicos são formados por átomos simples;
6 – os átomos de determinado elemento são idênticos entre si em tamanho, forma, massa e demais propriedades;
7 – átomos de elementos diferentes são diferentes entre si em tamanho, forma, massa e demais propriedades;
8 – toda reação química consiste na união ou separação de átomos;
9 – átomos iguais entre si se repelem e átomos diferentes se atraem;
10 – substâncias compostas são formadas por átomos compostos (as atuais moléculas);
11 – átomos compostos são formados a partir de elementos diferentes, em uma relação numérica simples.

Thomson

Em 1898, Thompsom criou seu modelo atômico considerando o átomo como uma esfera carregada positivamente, uniformemente espalhada, envolvida por cargas negativas que seriam os elétrons. Estes elétrons poderiam se mover através da esfera.

Com a descoberta dos prótons e elétrons, Thomson propôs um modelo de átomo no qual os elétrons e os prótons, estariam uniformemente distribuídos, garantindo o equilíbrio elétrico entre as cargas positiva dos prótons e negativa dos elétrons.

O Modelo Atômico de Thomson foi baseado nos estudos das descargas elétricas.

Suas pesquisas com os raios catódicos (elétrons)constituídos de pequenas partículas carregadas negativamente e presentes em todo material.

O novo modelo incluía o elétron (1ª partícula subatômica identificada).

O átomo é uma esfera maciça, carregada positivamente e que apresentaria incrustados os elétrons.

Rutherford

Os experimentos foram realizados sob a direção de Rutherford, com a participação de Geiger e Marsden.

Rutherford percebeu a dispersão das partículas alfas (a), através de lâminas de metais como o ouro.

Em 1911 Rutherford chega a conclusão, de que o átomo é um vazio e deveria ter uma pequena parte onde se encontraria carga positiva e massa. Denominou-a de núcleo.

Com o transcurso dos anos dos anos, foi confirmada a existência do nêutron por Chadwick.

Então:

É o modelo planetário do átomo.

Experiência de Rutherford

Rutherford demonstrou que o espalhamento era causado por uma carga central de pequeno volume, carregada positivamente e situada no interior do átomo do metal.

Dificuldades do modelo de Rutherford:

Segundo Rutherford, a aceleração dos elétrons girando em torno do núcleo equilibraria a força de atração entre o núcleo e o elétron, impedindo que os elétrons caíssem sobre o núcleo.
Mas segundo os princípios da eletrodinâmica clássica, os elétrons girando em torno do núcleo deveria emitir energia radiante, essa emissão deveria ser feita à custa da energia cinética do elétron, que assim tenderia a se aproximar do núcleo. O átomo de Rutherford seria instável.
Para resolver esse impasse, Niels Bohr introduziu a mecânica quântica e a idéia de uma eletrosfera constituída de vários níveis energéticos.

Böhr

Em 1913, Böhr afirmou que o átomo é constituido de um núcleo, onde se encontrariam os prótons e nêutrons e por fora estaria girando os elétrons em camadas ou órbitas circulares, concêntricas, denominadas K,L,M,N,O,P,… e de energia estacionária.

Segunbo Böhr, um elétron não poderia assumir qualquer valor de energia, mas somente determinados valores que correspondem às órbitas permitidas, tendo assim determinados níveis de energia ou camadas energéticas.

Quando um elétron recebe um quantum de energia, ele salta para uma órbita mais energética, ligeiramente mais afastada do núcleo. Dizemos que o elétron realizou um salto quântico e atingiu o estado excitado.

Quando um elétron retorna a uma órbita menos energética, ele perde, na forma de onda eletromagnética, uma quantidade de energia que corresponde à diferença de energia existente entre as órbitas envolvidas.

Bohr estava entusiasmado pelo modelo atômico de Rutherford, mas, como muitos outros físicos da época, achava que havia algo de errado na eletrosfera.

Para solucionar o problema ele utilizou uma nova teoria, a teoria quântica de Planck.

Teoria quântica –> a energia propaga-se de forma descontínua, em quantidades bem definidas.

Ao estudar o espectro atômico de certos elementos (emissão de luz por um gás qualquer quando aquecido), verificou que o espectro era constituído por uma ou mais linhas coloridas, separadas por espaços escuros, correspondente a uma luz de energia definida.

CONCLUSÃO: Os átomos podem irradiar apenas certas energias, de acordo com a teoria quântica.

Sommerfeld

Em 1916, percebeu que as raias estudadas por Böhr eram, na verdade, um conjunto de raias finas.
Como Böhr havia associado cada raia a um nível de energia, Sommerfeld concluiu, então, que um dado nível de energia era constituído, na realidade, por algumas divisões, que ele denominou subníveis de energia., aos quais estavam associadas várias órbitas diferentes, sendo uma dessas órbitas circular e as demais elípticas.

Segundo Böhr, a eletrosfera de um átomo era dividida em níveis de energia.

Agora acredita-se que os elétrons se distribuem na eletrosfera em níveis e em suas subdivisões: os subníveis.

Modelo Orbital

Dentro da mesma camada de Böhr, elétrons deveriam tem a mesma energia, mas isso nem sempre é verdade. Daí, nos níveis (camadas) devem existir subníveis (subcamadas).

Böhr imaginava que o elétron era apenas partícula, mas o elétron é partícula e onda (Natureza Dual) conforme De Broglie.

Devido a estes fatos surgiu então, o modelo moderno, da mecânica quântica, o Modelo Orbital, cujos alicerces são:

Quantização da energia (Max Planck)
A Natureza Dual da Matéria (De Broglie)
Princípio da incerteza (Heisenberg)

Teoria da Quantização da Energia

Max Planck

Qualquer energia radiante (ondas eletromagnéticas) não poderiam ter um valor qualquer, porém deveria ser um multiplo inteiro de uma quantidade fundamental chamado Quantum (E).

Planck relacionou a o comprimento de onda com sua frequência:

C= l f

sendo que:

C = velocidade da luz no vácuo (2,9979250 x 105 km/s) ~ 300000 Km/s
l = comprimento de onda
f = frequência da onda eletromagnética

Chegou a equação da energia

E = hf sendo:

h = constante de Max Planck
f = frequência

Princípio da Incerteza de Heisenberg

É impossível determinar com precisão a posição e a velocidade do elétron ao mesmo tempo.

Então podemos definir:

ORBITAL

Éa região do espaço onde a probabilidade de encontrar o elétron no átomo é máxima.
Em um orbital pode conter no máximo dois elétrons.
A diferença de dois elétrons em um mesmo orbital deve-se a sua rotação.

SPIN

É o movimento de rotação do elétron.
Assim, em função dos dois sentidos de rotação para o elétron, são conhecidos dois valores para o spin: + ½ e – ½.

Princípio de exclusão de Pauli

Em um orbital poderão existir, no máximo, dois elétrons que devem possuir spins contrários.

SUBNÍVEL DE ENERGIA

O fator determinante na colocação do elétron em uma região da eletrosfera é a sua quantidade de energia.
Definição- É o conjunto de orbitais que possuem elétrons com a mesma energia. É o conjunto de orbitais de mesma energia.

Representação dos subníveis:

Subnível s

Possui apenas um orbital que é do tipo s
Pode conter no máximo 2 elétrons
Forma espacial esférica

Subnível p

Possui três orbitais do tipo p
Pode conter no máximo 6 elétrons
Na constituição do subnível p, os três orbitais se distribuem no espaço de tal maneira que formam entre si ângulos de 90°
São representados sobre 3 eixos designados pelas letras X,Y,Z
No cruzamento dos 3 eixos fica o Núcleo.

Subnível d

Possui cinco orbitais
Pode conter no máximo 10 elétrons

Subnível f

Possui sete orbitais
Pode conter no máximo 14 elétrons

Regra de Hund

O preenchimento dos orbitais de um mesmo subnível deve ser feito de modo que tenhamos o maior número possível de elétrons isolados, ou seja, desemparelhados.

Diagrama de Pauling

Diagrama de Linus Pauling

O movimento do elétron ao redor do núcleo foi descrito por Schrödinger, em 1927, através de uma equação matemática que relaciona a natureza corpuscular (partícula), a energia, a carga e a massa do elétron.

As soluções numéricas para essa equação, denominados números quânticos, permite que cada elétron seja caracterizado pela sua quantidade de energia.

A caracterização de cada elétron é feita por quatro números quânticos: PRINCIPAL, SECUNDÁRIO, MAGNÉTICO e SPIN.

Número Quântico Principal

É o número primordial na determinação da energia de um elétron. Representa o nível de energia do elétron. Como os elementos conhecidos atualmente contém elétrons até o sétimo nível de energia, utilizaremos apenas estes sete valores do número quântico principal.

n =1,2,3,4,5,6,7

camadas	K	L	M	N	O	P	Q
Número Quântico Principal(n)	1	2	3	4	5	6	7

Número Quântico Secundário ou Azimutal (l)

Conforme demonstrado por Sommerfeld, cada nível de energia é constituído por um ou mais subnível, caracterizados pelos números quânticos secundário e designados pelas letras minúsculas s,p,d,f.

Valores possíveis para l

l = 0 n-1

Subníveis	Nº Quântico Azimutal(l)	Número máximo de elétrons 2(2 l+1)
s	l=0	2(2*0+1)=2
p	l=1	2(2*1+1)=6
d	l=2	2(2*2+1)=10
f	l=3	2(2*3+1)=14

O número máximo de elétrons em cada nível é determinado pela expressão 2(2* l+ 1)

s < p < d < f

Números Quânticos Magnéticos (m)

O número quântico magnético informa o orbital em que se encontra o elétron.

Ele assumirá valores tantos quantos orbitais possuir o subnível com qual ele se relaciona:

Número Quântico Spin (ms)
Representa a rotação do elétron.
Número quântico spin (ms= -½)
Número quântico spin (ms= +½)

Modelos Atômicos – Átomo

Modelo de Demócrito

Por volta de 400 anos a.C. filósofo grego Demócrito sugeriu que a matéria não é contínua, isto é, ela é feita de minúsculas partículas indivisíveis. Essas partículas foram chamadas de átomos (a palavra átomo significa, em grego, indivisível).

Demócrito postulou que todas as variedades de matéria resultam da combinação de átomos de quatro elementos: terra, ar, fogo e água.

Demócrito baseou seu modelo na intuição e na lógica. No entanto foi rejeitado por um dos maiores lógicos de todos os tempos, o filosofo Aristóteles. Este reviveu e fortaleceu o modelo de matéria contínua, ou seja, a matéria como “um inteiro”.

Os argumentos de Aristóteles permaneceram até a Renascença.

Modelo de Dalton

Modelo atômico de John Dalton

Todo modelo não deve ser somente lógico, mas também consistente com a experiência. No século XVII, experiências demonstraram que o comportamento das substâncias era inconsistente com a idéia de matéria contínua e o modelo de Aristóteles desmoronou.

Em 1808, John Dalton, um professor inglês, propôs a idéia de que as propriedades da matéria podem ser explicadas em termos de comportamento de partículas finitas, unitárias. Dalton acreditou que o átomo seria a partícula elementar, a menor unidade de matéria.

Surgiu assim o modelo de Dalton: átomos vistos como esferas minúsculas, rígidas e indestrutíveis. Todos os átomos de um elemento são idênticos.

Modelo de Thomson

Modelo de Thomson

Em 1987, o físico inglês J.J. Thomson demonstrou que os raios catódicos poderiam ser interpretados como um feixe de partículas carregadas que foram chamadas de elétrons. A atribuição de carga negativa aos elétrons foi arbitrária.

Thomson concluiu que o elétron deveria ser um componente de toda matéria, pois observou que a relação q/m para os raios catódicos tinha o mesmo valor, qualquer que fosse o gás colocado na ampola de vidro.

Em 1989, Thomson apresentou o seu modelo atômico: uma esfera de carga positiva na qual os elétrons, de carga negativa, estão distribuídos mais ou menos uniformemente. A carga positiva está distribuída, homogeneamente, por toda a esfera.

Modelo nuclear (Rutherford)

Modelo nuclear (Rutherford)

Em 1911, Lord Rutherford e colaboradores (Geiger e Marsden) bombardearam uma lâmina metálica delgada com um feixe de partículas alfa atravessava a lâmina metálica sem sofrer desvio na sua trajetória (para cada 10.000 partículas alfa que atravessam sem desviar, uma era desviada).

Para explicar a experiência, Rutherford concluiu que o átomo não era uma bolinha maciça. Admitiu uma parte central positiva muito pequena mas de grande massa (“o núcleo”) e uma parte envolvente negativa e relativamente enorme (“a eletrosfera ou coroa”). Se o átomo tivesse o tamanho do Estádio do Morumbi, o núcleo seria o tamanho de uma azeitona.

Surgiu assim o modelo nuclear do átomo.

O modelo de Rutherford é o modelo planetário do átomo, no qual os elétrons descrevem um movimento circular ao redor do núcleo, assim como os planetas se movem ao redor do sol.

Modelo de Bohr

O modelo planetário de Rutherford apresenta duas falhas:

Uma carga negativa, colocada em movimento ao redor de uma carga positiva estacionária, adquire movimento espiralado em sua direção acabando por colidir com ela.

Essa carga em movimento perde energia, emitindo radiação. Ora, o átomo no seu estado normal não emite radiação.

Em 1913, o físico dinamarquês Niels Bohr expôs uma idéia que modificou o modelo planetário do átomo.

Um elétron num átomo só pode ter certas energias específicas, e cada uma destas energias corresponde a uma órbita particular. Quanto maior a energia do elétron, mais afastada do núcleo se localiza a sua órbita.

Se o elétron receber energia ele pula para uma órbita mais afastada do núcleo. Por irradiação de energia, o elétron pode cair numa órbita mais próxima do núcleo.

No entanto, o elétron não pode cair abaixo de sua órbita normal estável.

Mais tarde, Sommerfeld postulou a existência de órbitas não só circulares mas elípticas também.

Modelo orbital

Sabe-se hoje que é impossível determinar a órbita (trajetória) de um elétron. Pode-se determinar a probabilidade relativa de encontrar o elétron numa certa região ao redor do núcleo.

Imaginando uma pessoa munida de uma lanterna em um quarto escuro. Essa pessoa move-se ao acaso pelo quarto e de tempo em tempo ela acende e apaga a lanterna. Em um papel milimetrado vamos marcar a posição da pessoa. Quando a lanterna acende sabe-se onde a pessoa estava, mas não onde está agora. O papel milimetrado ficaria com o aspecto dado na figura ao lado.

Em outras palavras, é impossível determinar a trajetória de um elétron num átomo.

Surge então o modelo orbital.

Orbital é a região de máxima probabilidade de encontrar o elétron.

Orbital é a região onde o elétron gasta a maior parte do seu tempo.

Teoria dos Quarks

A teoria mais moderna afirma que existe apenas 12 partículas elementares: seis chamadas léptons (o elétron faz parte deste grupo) e outras seis chamadas quarks.

Dois tipos de quarks, o up (para cima) e o down (para baixo), formam os prótons e os nêutrons.

O quark up tem carga +2/3 enquanto o down tem carga -1/3. O próton é um agregado de dois up e um down enquanto o nêutron é constituído por um up e dois down.

Dois outros quarks foram batizados de charm (charme) e strange (estranho). O charm tem carga +2/3 enquanto o strange tem carga -1/3. Existem nos raios cósmicos.

Em 1997, foi descoberto o quinto quark, o bottom, enquanto o sexto e último quark, o top, foi identificado em 1995.

O top tem carga -2/3 e o bottom, -1/3.

O top é o mais pesado dos quarks (200 vezes mais pesado que um próton) e não está presente nem em fenômenos normais da natureza nem em raios cósmicos, devido à alta energia exigida para sua formação. O top deve ter sido produzido no início do universo e depois pode ter desaparecido.

Fonte: www.everythingmaths.co.za/br.geocities.com/educar.sc.usp.br