Química - Livro 1-010-012

Prévia do material em texto

QUÍMICA Capítulo 1 O átomo10
Lâmina
de ouro
Raio de
partículas α
Fonte radioativa
emissora de
partículas α
Bloco de
chumbo
Partículas α
Átomos
de ouro
Núcleo
do átomo
Placa revestida
por material
fluorescente
Partículas
desviadas
Fig. 16 Observações experimentais de Rutherford.
A partir desses resultados, foi concluído que:
y O átomo seria um grande espaço vazio, pois permitiu
a passagem da grande maioria de partículas α.
y Existe uma região muito pequena e densa capaz de
bloquear a passagem de algumas partículas α.
y Essa região pequena e densa apresenta carga positi-
va, pois repeliu as partículas α que passaram próximas
a ela.
Dessa forma, Rutherford propõe um novo modelo atô-
mico, semelhante a um sistema planetário, conforme mostra
a Fig. 17. Segundo ele, o átomo seria formado por um minús-
culo núcleo (cerca de 10 mil vezes menor que o átomo) com
carga positiva, que concentra praticamente toda a massa
do átomo, e um grande vazio (chamado eletrosfera), onde
os elétrons se distribuem ao redor do núcleo como plane-
tas em torno do sol. Esse modelo ficou conhecido como
modelo planetário ou nucleado.
Elétron
Núcleo
Órbita
Fig. 17 Modelo atômico de Rutherford.
Atenção
Porém, o átomo de Rutherford apresentava uma falha
em relação ao elétron. Seu modelo sugeria que os elétrons
eram partículas negativas que estariam girando em torno de
um núcleo positivo e, de acordo com a mecânica clássica,
uma partícula elétrica em movimento deveria emitir ondas
eletromagnéticas continuamente. Dessa forma, o elétron
perderia energia constantemente, entrando em uma órbita
espiral até cair sobre o núcleo (Fig. 18), ou seja, conforme
a mecânica clássica, o átomo de Rutherford seria instável.
+Ze
–e
Fig. 18 Elétron em órbita espiral até cair sobre o núcleo.
Modelo atômico de Bohr
Breve histórico dos experimentos que serviram
como base para a teoria de Bohr
No início do século XVII, o cientista inglês Isaac Newton
observou que, quando a luz solar (branca) atravessa um
prisma (Fig. 19), ela é decomposta (ocorre uma dispersão
dos componentes da luz), dando origem a um conjunto de
cores denominado espectro contínuo, pois as cores vão
mudando gradativamente, sem que haja falha de luz entre
elas (Fig. 20).
©
 M
o
p
ic
 |
 D
re
a
m
s
ti
m
e
.c
o
m
Fig. 19 Luz branca sofrendo difração ao passar por um prisma.
F
R
E
N
T
E
 1
11
Fig. 20 Espectro contínuo observado no experimento da figura anterior.
Por volta de 1855, o cientista alemão Robert Bunsen
descobriu que um composto, quando submetido à ação de
uma chama, emite luz com cores características para cada
elemento químico, conforme ilustrado pela Fig. 21.
©
 
a
n
 R
e
d
d
in
g
 |
 D
re
a
m
s
ti
m
e
.c
o
m
Fig. 21 Luz com cores características emitidas pelos elementos químicos:
potássio, cobre e sódio, respectivamente.
Quando a luz emitida por esse composto passa por um
prisma, ela é decomposta em diferentes cores, formando
um espectro descontínuo (Fig. 22), pois apresenta linhas
ou raias finas, separadas uma das outras.
S
C
IE
N
C
E
 P
H
O
T
O
 L
IB
R
A
R
Y
/S
P
L
 D
C
/L
a
ti
n
s
to
c
k
Hidrogênio
656.3
700
486.1 434.0 410.1
667.8
623.4 615.2 579.0 577.0 546.1 502.5 435.8 407.8 404.7
587.5 501.5 492.1 471.3 447.1 402.6
Hélio
Mercúrio
600 500 400
700 600 500 400
700 600 500 400
Fig. 22 Espectros descontínuos de alguns elementos.
A partir desses experimentos, os físicos concluíram que
o espectro descontínuo de cada elemento servia para iden-
tificá-los, pois cada um produzia um espectro característico.
Em 1900, o físico alemão Max Planck, ao estudar a luz
emitida pelos corpos aquecidos, afirmou que a energia não
é transmitida de forma contínua, mas em pequenos pacotes
de energia denominados quantum, ou seja, a energia é
descontínua.
Quantum (do latim): quantidade definida; plural: quanta.
A proposta de Bohr
O físico dinamarquês Niels Bohr, em 1913, utilizando os
conceitos do modelo de Rutherford, dos espectros descontí-
nuos dos elementos e da teoria quântica de Max Planck,
construiu um novo modelo atômico em que relacionou as
raias dos espectros descontínuos do gás hidrogênio com
as variações de energia dos elétrons contidos nos átomos.
Para a construção desse modelo, Bohr propôs os se-
guintes postulados:
y O elétron se move em órbitas circulares em torno de
um núcleo central.
y O elétron não pode assumir qualquer valor de energia,
mas apenas determinados valores correspondentes
às diversas órbitas permitidas, denominadas camada
eletrônica ou nível de energia.
y Ao percorrer essas órbitas permitidas, o elétron apre-
senta energia constante. São os chamados estados
estacionários.
y Ao saltar de uma órbita estacionária para outra, o elé-
tron emite ou absorve uma quantidade bem definida
de energia (Fig. 23), chamada quantum. Esses saltos
entre órbitas foram denominados transições eletrôni-
cas ou saltos quânticos.
e– e–
e– e–
Núcleo
Energia
Absorção de energia Emissão de energia
Núcleo
Ondas eletromagnéticas (luz)
Energia aumenta
Fig. 23 Absorção e emissão de energia pelo elétron.
SCIENCE PHOTO LIBRARY/SPL DC/Latinstock
400nm 500nm 600nm 700nm
QUÍMICA Capítulo 1 O átomo12
Ao fornecer energia do exterior, esses saltos se repetem
milhões de vezes por segundo, produzindo ondas eletro-
magnéticas, que nada mais são do que uma sucessão de
fótons de energia.
Como os elétrons só podem saltar entre órbitas permiti-
das, fica fácil entender por que aparecem sempre as mesmas
raias de cores bem definidas nos espectros descontínuos.
A Fig. 24 mostra o caso particular do átomo de hidro-
gênio, com a relação entre os saltos dos elétrons e as
respectivas raias do espectro.
5
4
3
2
1
Fig. 24 Relação entre os saltos dos elétrons e as respectivas raias do espectro
do hidrogênio.
Bohr propôs a existência de sete camadas, ou níveis
de energia (Figs. 25 e 26), no átomo de hidrogênio, para
explicar a emissão de radiação eletromagnética por esse
elemento.
Órbita
Níveis de energia
Núcleo
Elétron
Fig. 25 Modelo atômico de Bohr.
K L
M N
O P
Q
Fig. 26 Modelo representado em corte, semelhante a uma cebola, para mostrar
as várias camadas que se sucedem.
Atenção
Seu modelo atômico ficou conhecido como modelo de
Rutherford-Bohr, pois preservava as principais característi-
cas do modelo de Rutherford.
Iluminando o céu
A pólvora usada nos fogos de artifício é uma mistura contendo um
combustível, por exemplo, carvão, e enxofre pulverizados e um agen-
te oxidante, como por exemplo o perclorato de potássio (clorato de
potássio (VII), KClO4), ou o nitrato de potássio (KNO3). Os sais de
potássio são mais utilizados do que os sais de sódio por serem menos
higroscópicos (não absorvem água durante o armazenamento). Além
disso, a luz de cor amarela intensa emitida pelo sódio pode interferir
com as demais cores.
Metais ou compostos metálicos são adicionados para produzir luzes
coloridas quando da explosão da pólvora:
y uma cor branca intensa é obtida pela queima de magnésio, alu-
mínio ou titânio;
y a cor amarela é obtida pela queima de sais de sódio, geralmente
Na3AlF6, que não é higroscópico;
y a cor vermelha é obtida pela queima de sais de estrôncio, por
exemplo, SrCO3;
y a cor verde é obtida pela queima de sais de bário, por exemplo,
Ba(NO3)2;
y a cor azul é obtida pela queima de sais de cobre, por exemplo,
CuCO3. A cor azul é a mais difícil de ser produzida.
Pode-se observar as mesmas cores na realização, em laboratório, de
ensaios de chama nos sais metálicos. A alta temperatura da chama
leva os elétrons dos átomos dos metais a níveis de maior energia. As
cores resultam de transições eletrônicas que ocorrem em átomos, ou
íons, energeticamente excitados. Quando os elétrons retornam para
o estado fundamental, os átomos emitem luz de uma determinada
frequência.
A técnica experimental denominada espectroscopia de emissão
atômica utiliza esses princípios para analisar os elementos químicos
presentes em uma amostra. Por exemplo, uma amostra de água de
um rio pode ser analisada paradetectar a presença de elementos
químicos poluidores, ou a composição de um aço pode ser monitora-
da durante a sua fabricação. O espectro de cada elemento químico é
único e característico, pois cada elemento químico possui diferentes
espaçamentos entre seus níveis atômicos de energia. A intensidade
da luz emitida, para uma dada frequência, pode ser medida e é usada
para se determinar a concentração do metal na amostra.
BURROWS, A. et al. Química³: introdução à Química inorgânica, orgânica e físico-química.
Rio de Janeiro: LTC, 2012. v. 1, p. 82.
Saiba mais