Trabalho Química Geral- Evolução dos Modelos Atômicos

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A EVOLUÇÃO DO MODELO ATOMICO: ESTUDOS DE RUTHERFORD ATÉ OS DIAIS ATUAIS
	Ernest Rutherford (1871 a 1937) foi um químico muito famoso, principalmente pelos seus estudos relacionados a seu modelo atômico, este ficaria conhecido posteriormente como Modelo Atômico Planetário. Antes do desenvolvimento de suas teorias, a concepção de átomo tinha grande influência dos estudos de J.J Thompson (1856-1940), que defendia a existência de cargas negativas e positivas dentro do átomo, os Prótons (P) e Elétrons (E). Outras características desse modelo são a divisibilidade do átomo, a natureza dos Elétrons, que poderiam deixar as estruturas positivamente, ou negativamente, carregadas e uma naturalidade dessa estrutura ser neutra eletricamente. 
	Os séculos XIX e XX foram grandiosos para química como a conhecemos hoje, isto se deve as diversas pesquisas envolvendo Eletricidade e Radiação. A radiação em específica foi o ponto chave para toda teoria de Rutherford. Sabia-se da existência de elementos químicos que, naturalmente, emitiam radiação, denominada de Radiação Alfa, cuja características seriam semelhantes a um núcleo de Hélio. A fim de desvendar essas propriedades, Rutherford junto a seus dois alunos, Hangs Geiger e Ernest Marsden, desenvolveram experimentos relacionados a propriedade dos Raios Alfa, esta experiência ficou conhecida como Experimento Geiger–Marsden (imagem 1).
IMAGEM 1- experimento de Geiger- Marsden
O desenvolvimento consistia em emitir Radiação Alfa, advinda do elemento químico Radônio, este estaria cercado em um bloco de chumbo com uma pequena abertura onde a radiação passaria. Logo após, ela se encontraria com uma lâmina de ouro de finíssima espessura. O ouro foi escolhido como material experimental por não muito reativo e possuir uma boa maleabilidade. A espessura desse material permitia que as ondas radioativas entrassem em contato com apenas um, ou poucos átomos. Com isto poderia se observar a natureza das questões envolvidas sem interferências numéricas ou de propriedades
	Os resultados desse experimento mostraram que a maioria das partículas conseguiram atravessar a lâmina, enquanto apenas algumas refletiram e colidiram com uma estrutura circular exterior. “como se alguém tivesse disparado uma bala de 15 polegadas em um tecido de papel e ela voltasse, acertando o autor do disparo’ foi a analogia feita por Rutherford sobre a natureza desse experimento. Os resultados entraram em conflitos com as ideias de J.J Thompson, e com isto a criação de um novo modelo atômico foi consolidada de em 1908, que rendeu a Rutherford um Prêmio Nobel de Física 
O modelo atomico planetario foi o primeiro a denominar duas importantes regiões presentes no atómo, o Nucleo e a Eletrosfera. O Nucleo seria a menor parte do atómo, onde encontrariamos um amontoado de Protons, todo juntos. Sabemos que pela suas prorpiedades eletromagneticas isto seria impossivel, mas Rutherford propos que existiram junto aos Protons os Neutrons (N), subparticulas neutras eletricamente, impediriam a repulsão dos Protons . A Eletrsofera seria uma região onde encontraiamos Eletrons obirtando o nucleo atomico. Em questões proprocionais, a Eletrosfera seria muito maior que o Nucleo, isso explicaria o fato da maioria da Radicão Alfa coseguir passar pela lamina de ouro e só uma pequena proporção se repelia. A pequena proporção entrou em conato com o nucleo e sobrou uma infleuncia de deflexão, já os outros conseguriam passar pela Eletrsofera normalmente (Imagem 3).
IMAGEM 2- representação do Modelo Atômico Planetário
IMAGEM 3- Representação microscópica da interação da Radiação Alfa com os átomos de Ouro.
INCONSISTÊNCIAS NO MODELO ATÔMICO PLANETÁRIO
A ideia do modelo atômico de Rutherford gera problemas em questão da estabilidade dos átomos. Em um primeiro caso, os Elétrons poderiam estar parados, em uma posição fixa na Eletrosfera, isto faria com que o Núcleo, por ter uma maior massa, e por conta da interação eletromagnética, atraísse essas partículas até o centro, resultando no modelo atômico proposto por Thompson. Em uma situação em que os Elétrons estivessem orbitando a Eletrosfera, poderíamos traçar um paralelo com o nosso próprio sistema solar, onde o sol seria o Núcleo e os Planetas se comportaria como Elétrons, (imagem 4) porém O Sistema Solar é mecanicamente estável devido as suas características que interligam a massa dos corpos a força da gravitacional. Em uma situação atômica, temos que lembrar das características eletromagnéticas que estão em questão. De acordo com a Teoria da Eletronegatividade Clássica, toda partícula carregada, em movimento acelerado, libera energia na forma de radiação. A única forma plausível para está questão é a transformação da energia cinética (e energia de movimento) da subpartícula em energia radioativa, mas conforme o Elétron fosse perdendo sua energia ele seria cada vez mais atraído para o Núcleo por conta do seu diferencial, até, novamente, chegarmos ao modelo de Thompson. Essa situação parecia bem complexa, afinal qual estaria correto? Thompson ou Rutherford?
IMAGEM 4- Comparação do sistema solar com o modelo atômico proposto por Rutherford
Outros cientistas, dentre eles, Niels Bohr, começaram a estudar sobre essas questões. Bohr se baseou muito nos estudos da Espectroscopia, explorada por personagens como Robert Bunsen (1811-1899) e Gustav Kirchhoff (1824- 1887). Robert e Kirchhoff que faziam experimentos onde constavam que cada elemento químico estava associado a uma emissão de espectro de onda em particular. O pioneiro em conseguir estudar questões envolvendo espectros de onda foi Isaac Newton. Busen e Kirchoff sabiam que a luz era emitida através dos comportamentos de um Elétron, então direcionaram seus estudos a quais espectros de ondas os elementos químicos emitiam ou absorviam. As experiências consistiam em elevar um certo gás, como o gás de hidrogênio, a uma alta temperatura, e assim, quando o mesmo emitisse luz, eles usariam um primas para fracionar seus espectros possíveis (imagem 5). 
IMAGEM 5- Estes são os espectros atômicos emitidos pelo Hidrogênio, só ele possui esse padrão, como se fosse uma espécie de assinatura desse átomo
IMAGEM 6- Espectros atômicos emitidos pelo Hidrogênio, Hélio, Neônio e Mercúrio ao serem aquecidos. 
A fim de obter confirmação sobre esses resultados, outro experimento foi proposto. Um gás monoatômico foi novamente aquecido, e isso fez com o mesmo liberasse luz, logo após, uma luz branca (junção de todos os espectros) foi posta em direção ao gás. Ao adicionarmos um prisma, observamos todos os espectros visíveis, por conta da luz branca, menos os espectros que esse gás emitisse naturalmente. Ou seja, essa séria uma situação em que o gás absorveria radiação em vez de emitir. E isso aconteceria exatamente na mesma natureza de cores que ele emite (imagem 7).
IMAGEM 7- demonstração da absorção de frequências especificas de luz pelo Hidrogênio 
 
DEBATE, ONDA OU PARTICULA?
No século XIX já se era aceito a proposta que luz se comportava como uma partícula, devido ao Experimento da dupla venda feito por Thomas Young (1773-1829) no século XVII. Nesse experimento, uma fonte de luz é colocada a uma distância considerável de duas aberturas. Pelas propriedades ondulatórias, sabemos que se a luz fosse uma onda poderíamos observar conceitos de interferência, construtiva ou destrutiva, ao se separar pelas fendas, com isso observaríamos um determinado padrão com várias marcações em uma estrutura posterior as fendas. Se a luz se comportasse como partícula, observaríamos que não haveria o fenômeno de interferência e as marcações posteriores seriam fixas de acordo com as aberturas (imagem 8). 
IMAGEM 8-imagem que representa duas possibilidades da natureza da luz. A mais inferior se ela fosse feita de partículas, enquanto a mais superior se ela tivesse propriedades ondulatórias
O resultado desse experimento foi que a luz se comportava como uma onda, de forma a se interferir em diversos pontos. 
DEBATE, ONDA OU PARTICULA? PART 2. CATASTROFE ULTRAVIOLETA,EINSTEIN E PLACK 
Antes dos estudos de Max Plack e Albert Einstein imaginavamos que um Eletron emitia radiação na forma de luz de um modo uniforme, ou seja, a medida que os Eletrons osilacem haveria uma geração de luz de modo simultaneo e igual. Esta teoria se baseava muito nas próprias caracteristicas de um Onda, já que a mesma tem carater constante, porém, experimentos empiricos mostraram que a matematica por tras desse estudos estavam equivocadas (imagem 9). 
IMAGEM 9- resultados experimentais X resultados matemáticos 
	A linha preta dessa imagem seria o resultado obtido através das equações vigentes, enquanto as linhas coloridas são os dados coletados em laboratório. Essa inconsistência da teoria com os resultados ficou conhecida como Catástrofe Ultravioleta, problemática que só foi resolvida tempos depois por Max Planck (1858-1947). Planck sabia a relação correta (mostrada experimentalmente), e também as formula utilizada na época, então, ele remodelou as equações para que os resultados obtidos estivessem de acordo com a realidade, aonde chegamos na famosa equação de Planck. 
E= H.V
Onde H assume uma constante de valor 6,63x10-34J.s
De acordo com os pressupostos de Planck, a luz é emitida de forma quantizada, ou em “pacotes de energia”, aonde apenas quando chegasse em um determinado valor essa radiação poderia ser emitida. Essa teoria ficou conhecida como Quanta. 
Posteriormente, Albert Einstein (1879- 1955) usaria os estudos de Planck para formatizar o Efeito Fotoelétrico. Este explica o comportamento da absorção de energia de um elétron pela luz (imagem 10).
IMAGEM 10-efeito Fotoelétrico descrito por Einstein 
	 
O Experimento feito por Einstein consiste em aplicar radiação na forma de luz sobre uma placa metálica, observamos que, apenas em uma determinada frequência a luz consegue fazer com que os Elétrons saltem desse material, ou seja, eles precisam de uma certa energia específica, que tem que ser maior que a sua própria energia. Einstein também definiu um comportamento de partícula à radiação luminosa, cuja denominação foi “Fóton”. Todos esses estudos de Planck e Einstein conseguiram explicar soluções para emissão de espectros de luz por corpos e o comportamento de absorção destes, mas ao mesmo tempo entraram em contradição com os estudos de Thomas Young, que comprovaram a Luz como sendo uma onda. A física novamente entrou em conflito. 
SOLUÇÃO ONDA PARTICULA 
L. de Broglie (1892-1927) utilizou duas equações matemáticas da época para sugerir uma proposta dual para matéria. 
Segundo Einstein E=MC²
Segundo Planck E=H.V
	A primeira equação relaciona a luz à propriedades de partícula, já a segunda relaciona a propriedades de onda. Broglie correlacionou as duas equações em um mesmo princípio matemático e assumiu a Teoria Onda Partícula. Segundo essa teoria a luz, e toda a matéria como conhecemos, possui um comportamento dual, de poder se comportar como onda e partícula. Ideia muito criticada por quase toda comunidade cientifica da época, já ela assumia preceitos que não envolviam a física clássica vigente da época. Posteriormente, o Físico Werner Heisenberg (1901-1976) descreveria, matematicamente, a imprecisão sobre as definições de posição e velocidade de um elétron, não necessariamente por falta de tecnologia para conseguir estudar os resultados, mas aceitando esse comportamento dual que parecia diferente de tudo que os físicos da época tinham visto. Uma nova área de estudos estava sendo formada através de inúmeras dúvidas e críticas, a Mecânica Quântica. 
MODELO ATÔMICO DE SCHRÖDINGER: ONDE ESTÃO TODOS OS ELÉTRONS?
Em 1926 tivemos o primeiro modelo atômico completamente baseado totalmente nos princípios da Mecânica Quântica. Os estudos anteriores de Heisenberg concluíram que há uma incerteza sobre as propriedades de um elétron, incerteza natural devido a sua natureza dual, Erwin Schrödinger tentou buscar um modo probabilístico de encontrar um Elétron na eletrosfera através de funções de onda. Na Física ondulatória sabemos que o comprimento de onda pode ser descrito como:
C/F
Onde assumimos C como velocidade da luz e F como frequência da onda
Mas, Schrödinger sabia que uma onda pode sofrer várias interferências em sua propagação, ou seja, o valor de lambda pode ser alterado diversas vezes (imagem 11). 
IMAGEM 11-A primeira onde é não sofre interferências de algum meio externo, com isso se propaga uniformemente por todo seu percurso, já a segunda onde sofre diversas interferências de um meio externo, assim como Schrödinger correlacionou o Elétron na natureza. Sabendo das várias variações que essa onda pode ter, Erwin criou uma função de onda descrevendo toda sua trajetória. 
BASES MATEMATICAS PARA A CORRELAÇÃO
Schrödinger relacionou a posição de um Elétron em um sistema circular, onde podemos apontar alguns valores e determinar a probabilidade de encontrar os Elétrons. Essa função de onda está associada a uma representação em três eixos, X, Y e Z, já que o Elétron possui três dimensões, não podemos usar o plano cartesiano normal (imagem 12). 
IMAGEM 12
o ponto roxo da imagem corresponde a posição de um Elétron, podemos traçar uma reta do centro (que corresponderia ao Núcleo Atômico) do círculo até esse Elétron, então descobriríamos o valor do raio, chamamos esse valor de Valor Radial. 
existem dois ângulos muito importantes sobre essa representação, 
· o ângulo azul condiz os graus do eixo z ao y
· o ângulo verde condiz os graus do eixo y ao z
chamamos esses dois valores de Valores Angulares. Com esses valores em conseguimos descrever os dois primeiros números quânticos do modelo de Schrödinger. 
NÚMEROS QUANTICOS 
· N- Referente ao número de camadas;
· I- Referente a disposição espacial;
· ML- referente as propriedades magnéticas;
· MS- Referente a rotação sobre o seu próprio eixo. 
· N- Podemos apontar que o número quântico principal se refere a energia que um Elétron possui, quando menos energia, mais estável e mais perto do núcleo vamos encontrá-lo, quando mais distante do Núcleo mais instável e com mais energia conseguiremos ver ele; 
· L- Podemos falar que esse número define o desenho dos orbitais dos elétrons, de acordo com seus princípios de valores angulares obtidos, como uma representação gráfica. 
· ML- o número quântico ML define as orientações no espaço para um orbital, no caso número quântico L=S observamos que não há uma variação por essa propriedade, já que o orbital S possui formato esférico. Conseguimos observar bem a importância do ML quando enxergamos o Orbital P, que pode ser descrito como PX, PY ou PZ, de acordo com sua orientação no plano (imagem 13). 
IMAGEM 13
· MS- Diversos experimentos concluíram que os elétrons possuem características magnéticas próprias, definidas pela rotação do seu eixo, que pode ser horaria ou anti-horária, isso interliga princípios como a teoria do octeto, a busca das estabilidades dos elétrons e ligações químicas. 
IMAGEM 14- Relação no número quântico N para os orbitais, variação de tamanho.