O MODELO ATÔMICO ATUAL

     A teoria de Bohr explicava muito bem o que ocorria com o átomo de hidrogênio, mas apresentou-se inadequada para esclarecer os espectros atômicos de outros átomos com dois ou mais elétrons.

Portanto, em 1926, Schrödinger lançou as bases da Mecânica Ondulatória, ao apresentar um mode­lo atômico no qual os elétrons eram considera­dos como partículas-onda.   O modelo de Schrödinger, válido até hoje, procura determinar os valores permitidos de energia para os elétrons de um átomo e mostra que é impossível conhecermos a trajetória de um elétron.Isso já havia sido previsto por Heisenberg, no seu famoso Princípio da Incerteza:

É impossível determinarmos simultanea­mente a posição e a quantidade de movimen­to (mv) de um elétron, com exatidão, em um certo instante.

   Devido à impossibilidade de calcular a posição exata de um elétron na eletrosfera, desenvolveu uma equação de ondas, que permitia determinar a probabilidade de encontrarmos o elétron numa dada região do espaço.

   Assim, temos que a região do espaço onde é máxima a probabilidade de encontrarmos o elétron é chamada de orbital.O modelo atômico atual é um modelo matemático-probabilístico que se baseia em cinco princípios:

        I.   Princípio da Incerteza de Heisenberg: é impossível determinar com precisão a posição e a velocidade de um elétron num mesmo instante;

       II.   Princípio da Dualidade da Matéria de Louis de Broglie: o elétron apresenta característica DUAL, ou seja, comporta-se como matéria e energia sendo uma particula-onda

          III. Princípio do orbital: Estabelecido por Schrodinger em 1926, fala que existe uma região do espaço atômico onde haveria maior probabilidade de encontrar o elétron, denominado de orbital.

         IV. Princípio da exclusão: Estabelecido por Wolfang Pauli em 1925, fala que em um átomo, dois elétrons não podem apresentar o mesmo conjunto de números quânticos.

       V. Princípio da máxima multiplicidade: Estabelecido por Hund, fala que durante a caracterização dos elétrons de um átomo, o preenchimento de um mesmo subnível deve ser feito de modo que tenhamos o maior número possível de elétrons isolados, ou seja, desemparelhados.

    

          

Figura 1 – Cientistas que contribuíram para o modelo atômico atual, da esquerda para direita, Schrödinger, Louis de Broglie, Heisenberg, Wolfang Pauli e Hund.

A idéia de órbita eletrônica acabou por ficar desconexa, sendo substituída pelo conceito de probabilidade de se encontrar num instante qualquer um dado elétron numa determinada região do espaço.

1. Números Quânticos

Schrödinger propôs que cada elétron em um átomo tem um conjunto de quatro números quânticos que determinam sua energia e o formato da sua nuvem eletrônica, dos quais discutiremos dois:

A. Número Quântico Principal (n)

O número quântico principal está associado à energia de um elétron e indica em qual nível de energia está o elétron. Quando n aumenta, a energia do elétron aumenta e, na média, ele se afasta do núcleo. O número quântico principal (n) assume valores inteiros, começando por 1.

 B. Número Quântico Secundário (l)

Cada nível energético é constituído de um ou mais subníveis, os quais são representados pelo número quântico secundário, que está associado ao formato geral da nuvem eletrônica.

Como os números quânticos n e  estão relacionados, os valores do número quântico  serão números inteiros começando por 0 (zero) e indo até um máximo de (n – 1).

Para os átomos conhecidos, teremos:

O número máximo de elétrons em cada subnível é:

C. Número Quântico magnético (m)

Identifica o orbital em que o elétron se encontra, uma vez que cada subnível é composto por vários orbitais (apenas o subnível s possui apenas 1 orbital).

Seus valores variam de –l a +l, inclusive zero. Veja:

Subnível s: 0

Subnível p: -1 0 1

Subnível d: -2 -1 0 1 2

Subnível f: -3 -2 -1 0 1 2

D. Nùmero Quântico spin (s)

Indica a orientação do elétron ao redor do seu próprio eixo. Como existem apenas dois sentidos possíveis, este número quântico assume apenas os valores -1/2 e +1/2, indicando a probabilidade do 50% do elétron estar girando em um sentido ou no outro.

CONTRIBUIÇÕES DE NIELS BOHR

A teoria eletromagnética é a principal fonte da teoria de Bohr, pois partindo do modelo atômico de Rutherford, cujo elétron estava ao redor do núcleo em orbita elíptica, este elétron emitiria radiação que mudaria a frequência e perderia energia aproximando-se em espiral até colidir com o núcleo onde a matéria não existiria mais. Portanto, rejeitou as leis que explicavam o movimento e comportamento dos átomos e dos elétrons propondo assim a seus postulados.

Para o formulado de sua teoria baseou-se nos estudos de Max Plank e constatou que a emissão ou absorção de energia era de modo discreto a qual chamou de quantum. Destacou também a ocupação precisa de um elétron em um nível de energia já que para ele havia diferença entre a energia de um elétron mais próximo ao núcleo e outro mais distante, sendo o primeiro de menor energia devido está fortemente ligado ao núcleo do átomo.

Bohr descreve por meios de equações o raio da orbita, velocidade do elétron em cada órbita e a energia do elétron em cada órbita, todos eles para o átomo de hidrogênio. Estas informações, principalmente a da energia do elétron em cada orbita, levaram a concluir que o espectro de linhas do átomo de hidrogênio pode ser atribuído aos saltos quantizados de elétrons entre os estados de energia. A diferença de energia entre os níveis, neste caso a saída do elétron de seu estado excitado para o estado fundamental, acarreta na liberação do chamado fóton que é um quantum de energia que é igual à diferença de energia entre os níveis, logo este fóton é a radiação detectada.

As limitações deste modelo são pro explicar o espectro de linhas apenas do átomo de hidrogênio, não explicando as dos átomos com mais de um elétron. É também uma limitação desta teoria os elétrons não serem descritos como partículas pequenas totalmente.

Segue abaixo um link de um vídeo explicativo deste modelo:

https://www.youtube.com/watch?v=DC3yLdHEe7k

CONHECENDO ERNEST RUTHERFOD

          Ernest Rutherford nasceu em Nelson no dia 30 de agosto de 1871. O seu pai era um mecânico escocês e sua mãe professora de inglês. Era o quarto filho de uma família de doze filhos, sendo seis irmãos e cinco irmãs.
Rutherford estudou em escolas públicas e em 1893 graduou-se em Matemática e Ciências Físicas pela Universidade da Nova Zelândia.
Estudou no laboratório de Cavendish onde foi coordenado por Joseph John Thomson. 
          Recebeu o Prêmio Nobel de Química em 1908 por seus trabalhos sobre radioatividade e teoria nuclear. Em 1919 introduziu a idéia de núcleo atômico. Suas idéias atomísticas impulsionaram um novo cientista que deu continuação ao seu trabalho, Niels Bohr. Dirigiu o laboratório de Cavendish até o fim de sua vida.  Morreu em 1937 após aguardar uma cirurgia que só poderia ser realizada por um médico nobre, assim como ele.

SUAS CONTRIBUIÇÕES PARA O ESTUDO DO ÁTOMO

          Em 1911, Rutherford realizou uma importante experiência. Ele pegou um pedaço do metal polônio que emite partículas alfa e colocou em uma caixa de chumbo com um pequeno orifício. As partículas alfa atravessavam outras placas de chumbo através de orifícios no seu centro. Depois atravessavam uma lâmina muito fina de ouro (Au). Rutherford adaptou um anteparo móvel com sulfeto de zinco para registrar o caminho percorrido pelas partículas. O físico observou que a maioria das partículas alfa atravessava a lâmina de ouro e apenas algumas desviavam até mesmo retrocediam.

          A partir destes resultados, observou que o átomo não era uma esfera positiva com elétrons mergulhados nesta esfera como afirmava Thomson. Concluiu que o átomo era um enorme vazio com um núcleo muito pequeno. Sendo este núcleo positivo e os elétrons estando ao redor do núcleo a fim de equilibrar as cargas positivas. O modelo atômico de Rutherford sugeriu então, um átomo com órbitas circulares dos elétrons em volta do núcleo. Comparou o átomo com o Sistema Solar, onde os elétrons seriam os planetas e o núcleo seria o Sol.

          Porém, o átomo de Rutherford teve algumas falhas. Se o núcleo atômico era formado por partículas positivas, por que essas partículas não se repelem e o núcleo não desmorona? Se as partículas são de cargas opostas, por que elas não se atraem?

          Estas questões foram respondidas em 1932 por James Chadwick. Ele observou que o núcleo do berílio radioativo emitia partículas sem carga elétrica e com massa igual à dos prótons (+). Chamou esta partícula de nêutrons. Surgia então, a terceira partícula subatômica. Agora sabemos que no núcleo do átomo há prótons e nêutrons e na eletrosfera há elétrons.

COMPLEMENTE SEUS ESTUDOS:

https://www.youtube.com/watch?v=Pc0LWkUWPI8

https://www.youtube.com/watch?v=QEGOI3k0VV4

Antes de prosseguirmos com novos modelos atômicos... que tal dar uma revisada no conteúdo aplicado até agora!?!?

Abaixo seguem algumas questões com a finalidade acima, seja honesto consigo mesmo e só olhe o gabarito no final. Combinado?!

1.     (ITA-SP) Em 1803, John Dalton propôs um modelo de teoria atômica. Considere que sobre a base conceitual desse modelo sejam feitas as seguintes afirmações:

I.              O átomo apresenta a configuração de uma esfera rígida.

II.             Os átomos caracterizam os elementos químicos e somente os átomos de um mesmo elemento são idênticos em todos os aspectos.

III.            As transformações químicas consistem de combinação, separação e/ou rearranjo de átomos.

IV.           Substâncias compostas são formadas de átomos de dois ou mais elementos unidos em uma razão fixa.

Qual das opções a seguir refere-se a todas as opções corretas?

a)     I e IV

b)    II e III

c)     II e IV

d)    II, III e IV

e)     I, II, III e IV

2.     (PUC-MG) A teoria atômica de Dalton só está claramente expressa em :

a)     A formação dos materiais se dá através de diferentes associações entre átomos iguais ou não.

b)    O átomo possui um núcleo positivo envolto por orbitas eletrônicas.

c)     O nº de átomos diferentes existentes na natureza é pequeno.

d)    Os átomos são partículas que não podem se dividir.

e)     Toda matéria é formada por partículas extremamente pequenas.

3.     (Fuvest-SP) Thomson determinou, pela primeira vez, a relação entre a massa e a carga de elétron, o que pode ser considerado como a descoberta do elétron. É reconhecida como uma contribuição de Thomson ao modelo atômico:

a)     O átomo pode ser indivisível.

b)    A existência de partículas subatômicas.

c)     Os elétrons ocuparem níveis discretos de energia.

d)    Os elétrons girarem em órbitas circulares ao redor do núcleo.

e)     O átomo possuir um núcleo com carga positiva e uma eletrosfera.

GABARITO

1.     E     2. D     3. B

Revisando Modelos de Dalton e Thomson

Como forma de fixar os assuntos já abordados, sugerimos dois vídeos. O primeiro aborda o modelo atômico de John Dalton, conhecido como o pai do átomo, e o segundo fala sobre o famoso modelo de pudim de passas de Thomson.

Biografia

Joseph J. Thomson, foi um físico britânico que nasceu em Manchester no dia 18 de Dezembro de 1856, tendo falecido em Cambridge a 30 de agosto de 1940.

Estudou engenharia no Owens College, mudando-se mais tarde para Cambridge, para o Trinity College. Em 1884 iniciou-se como professor de Física de Cavendish. Em 1890 casou com Rose Elisabeth Paget com quem teve dois filhos (George Paget Thomson e Joan Paget Thomson).

Pela descoberta dos eletróns, Thomson recebeu o prêmio Nobel da Física em 1906. Foi nomeado cavaleiro em 1908. Em 1918 tornou-se mestre do Trinity College em Cambridge, onde permaneceu até sua morte em 1940, e foi enterrado em Westminster Abbey, perto de Isaac Newton.

Modelo Atômico de Thomson – Pudim de Passas

Baseado nas experiências dos raios catódicos, aos quais chamou de elétrons, em 1903, o inglês Thomson, propôs o modelo conhecido como “pudim de passas”. Para ele o átomo era formado por uma “pasta” positiva “recheada” pelos elétrons de carga negativa, o que garantia a neutralidade elétrica do modelo atômico. Começou-se a admitir oficialmente a divisibilidade do átomo e a reconhecer a natureza elétrica da matéria.

O modelo pudim de passas, descrito por Thomson explicava satisfatoriamente os seguintes fenômenos:

Ø  Eletrização por atrito, entendendo-se que o atrito separava cargas elétricas (partes positivas em um corpo, e igualmente as negativas em outro);

Ø  Corrente elétrica, vista como fluxo de elétrons;

Ø  Formação de íons negativos ou positivos, conforme o excesso ou falta de elétrons, respectivamente;

Ø  Descarga elétrica em gases, quando os elétrons são arrancados de seus átomos (conforme na ampola de Crookes).

Deste modo podemos concluir que para Thomson, o átomo não seria indivisível, como Dalton propôs, mas sim divisível, ou seja, ele possuiria partículas menores de carga negativa, os elétrons, que ficavam distribuídos aleatoriamente sobre uma esfera carregada positivamente. A esfera tinha que ser positiva para neutralizar as cargas negativas dos elétrons, tendo em vista que o átomo é eletricamente neutro.

WILLIAM CROOKES

WILLIAM CROOKES

William Crookes nasceu em Londres, no dia 17 de junho de 1832, falecendo em 4 de abril de 1919, em Londres. Foi um químico e físico britânico, frequentou o Royal College of Chemistry em Londres. Em 1861, descobriu um elemento que tinha uma linha de emissão verde brilhante no seu espectro, ao qual deu o nome de tálio, do grego "thalos", que significa, um broto verde. Também identificou a primeira amostra conhecida de hélio, em 1895.

Foi o inventor do radiômetro de Crookes: um aparelho que mede a intensidade das radiações dos elementos químicos, consiste de um vidro vedado contendo vácuo parcial e dentro do vidro, há uma série de hélices que são montadas em um eixo. As hélices rodam quando expostas à luz. Quando expostas à luz solar, luz artificial ou radiação infravermelha (até mesmo o calor de uma mão nas proximidades pode ser o suficiente), as hélices giram sem força motriz aparente, com os lados claros avançando para a fonte de radiação. O resfriamento do radiômetro causa rotação em sentido contrário.

Radiômetro de Crookes

Desenvolveu, também, os tubos de Crookes, investigando os raios catódicos.Esse dispositivo é feito de um tubo de vidro vedado, com um gás sob baixa pressão, em que ele aplicava uma tensão. Isso era feito porque dentro do tubo haviam dois eletrodos, ou seja, de um lado tinha um fio de metal ligado ao polo positivo de uma fonte de alta tensão, que ficou sendo chamado de ânodo, e do outro havia outro metal, chamado de cátodo, que estava ligado ao polo negativo. O tubo é então conectado a uma bomba de vácuo e evacuado gradualmente. Com a saída do gás, o gás residual no interior do tubo começa a emitir uma leve incandescência.

Posteriormente, a pressão no tubo diminui e a incandescência desaparece gradualmente. O vidro na extremidade do tubo com o ânodo começa a emitir uma incandescência esverdeada. O lado da amostra voltado para o cátodo emite uma incandescência fosforescente brilhante e uma sombra da amostra pode ser vista no ânodo no final do tubo, é evidente que alguma coisa deixa o cátodo e viaja para o ânodo. Originalmente pensou-se que se tratava de um raio, semelhante a um raio de luz, que podiam-se observar raios saindo do cátodo e indo em direção ao ânodo.

Esses raios foram chamados de raios catódicos. Esse experimento foi usado pelo  físico inglês J. J. Thomson (1856-1940) usou essa ideia e, em 1897, colocou um campo elétrico externo ao tubo de raios catódicos. Ele observou que o feixe era desviado no sentido da placa positiva, sendo, portanto, partículas negativas.

William Crookes ficou, também, conhecido por relacionar a ciência com o mundo espiritual. À medida que suas pesquisas físicas e químicas avançavam, junto a elas seguia o espiritualismo. Crookes foi um dos mais persistentes e corajosos pesquisadores dos fenômenos supranormais, ele estudou o que acontece com os médiuns, a materialização de espíritos e levitação. Ele acreditava que esses movimentos eram resultados de uma força ainda desconhecida.