8 - ENEM - Química - Estrutura atomica da matéria - Prime Cursos

Prévia do material em texto

26/11/2015 Estudando: ENEM ­ Química ­ Cursos Online Grátis | Prime Cursos
https://www.primecursos.com.br/openlesson/10077/102345/ 1/6
ESTUDANDO: ENEM - QUÍMICA
8. ESTRUTURA ATÔMICA DA MATÉRIA
 
A química tem como objeto de estudo a matéria e suas transformações, não apenas as modificações superficiais
dos corpos, mas essencialmente, as mudanças que ocorrem no seu nível mais fundamental, quer dizer, a química
investiga a transformação de uma substância em outra.
Não é possível compreender satisfatoriamente os fenômenos químicos se não conhecemos com alguma segurança
a estrutura interna da matéria, ou mais especificamente de que a matéria é realmente constituída no seu nível mais
elementar.
Esta  pergunta  inicialmente  motivou  os  filósofos  gregos  Demócrito  e  Leucipo  a  enunciarem  o  que  viria  a  ser  o
primeiro modelo atômico 500 anos antes de Cristo. Aliás, a palavra grega que dá nome a esta entidade fundamental
carrega em si o próprio conceito, ou seja, para os filósofos gregos deveria existir um pedaço mínimo de matéria que
não mais poderia ser dividido, o ÁTOMO.
Modelo Atômico de Dalton
John Dalton (1766­1844)
John  Dalton  é  merecidamente  considerado  o  autor  do  primeiro  modelo  atômico  “científico”.  A  princípio  o  seu
conceito não é muito diferente do modelo grego, todavia ele se baseou em fatos experimentais para construí­lo, e
enunciou postulados que se confirmaram úteis para explicar alguns  fenômenos naturais amplamente conhecidos,
como a conservação da massa (Lei de Lavoisier), por exemplo.
Segundo  Dalton  os  átomos  eram  (1)  pequenas  partículas  indestrutíveis,  extremamente  pequenas  e  eram  os
constituintes de toda espécie de matéria. (2) Os átomos de um dado elemento químico eram idênticos em todas as
suas  propriedades,  inclusive  a massa.  (3)  Uma  substância  na  verdade  é  o  resultado  da  combinação  de  alguns
átomos de dois ou mais elementos unidos numa proporção definida e (4) numa reação química o que de fato ocorre
é uma redistribuição destes átomos em proporções diferentes.
Como podemos observar Dalton utiliza nos postulados 3 e 4 a “Lei da Proporção Definida” de Proust e a “Lei da
Conservação da Massa” de Lavoisier,  respectivamente, para nortear o seu modelo atômico,  fato que garante até
hoje a utilidade deste modelo. Não é por acaso que sempre que  fazemos um balanço de massa numa equação
química (normalmente para efetuarmos cálculos estequiométricos) estamos utilizando o modelo atômico de Dalton.
Modelo Atômico de Thompson
Joseph John Thompson (1856­1940)
Na época  de Dalton  os  fenômenos  relacionados  à  eletricidade  ainda  não  eram dominados  nem as  suas  causas
26/11/2015 Estudando: ENEM ­ Química ­ Cursos Online Grátis | Prime Cursos
https://www.primecursos.com.br/openlesson/10077/102345/ 2/6
conhecidas.  Esta  falta  de  informação  fez  com  que  o  pioneiro  do  modelo  atômico  não  considerasse  a  natureza
elétrica da matéria, fato corrigido décadas mais tarde por Joseph John Thompson.
No  final  do  século  XIX,  Thompson  se  dedicava  ao  estudo  das  ampolas  de  Crookes.  Estes  dispositivos  eram
construídos fazendo­se vácuo num tubo de vidro e polarizando eletricamente dois eletrodos posicionados em suas
extremidades como mostram as figuras abaixo:
Tubo de raios catódicos
Representação do experimento em tubos de raios catódicos
A partir de uma dada pressão surgia uma luminosidade difusa no interior do cilindro de vidro que se transformava
em um raio luminoso quando a pressão do gás confinado no recipiente atingia valores ainda menores. Como o raio
surgia no pólo negativo (cátodo) e se dirigia ao pólo positivo, a ampola de Crookes ficou conhecida como “tubo de
raios  catódicos”,  sendo  ainda  hoje  empregado  em  lâmpadas  fluorescentes  e  tubos  de  imagens  de  televisores
convencionais.
Após uma série de experimentos Thompson percebeu que os tais raios apresentavam propriedades de partículas
eletricamente carregadas. Por exemplo, os raios viajavam em linha reta, mas eram desviados por campos elétricos
e magnéticos, produziam sombras bem definidas e ao se colocar uma pequena ventoinha no caminho do raio esta
se movimentava quando o dispositivo era acionado, sugerindo claramente que além de apresentar carga elétrica
(negativa) os raios deveriam ser formados por pequenas partículas capazes de transferir energia numa colisão com
um anteparo como a ventoinha.
Representação do átomo de Thompson
Em 30 de abril de 1897 o físico inglês apresentou o seu modelo, até hoje conhecido como “pudim de passas” pela
26/11/2015 Estudando: ENEM ­ Química ­ Cursos Online Grátis | Prime Cursos
https://www.primecursos.com.br/openlesson/10077/102345/ 3/6
alegoria  que  ele  utilizou  para  explicá­lo  aos  colegas  da  Royal  Institution  da  Grã­Bretanha.  Pela  primeira  vez
considerou­se o fato do átomo poder ser dividido em partículas ainda menores.
Segundo o modelo de Thompson a esfera maciça e indestrutível ainda estava lá, mas agora ela apresentava carga
positiva e estava incrustada com pequenas partículas de carga negativa que podiam ser arrancadas ou depositadas
na superfície com certa facilidade e eram responsáveis pelo fenômeno dos raios catódicos.
O nome elétron veio como  referência ao âmbar  (elektron, em grego),  resina  fossilizada que desde a antiguidade
sabia­se  ser  possuidora  de  propriedades  “interessantes”,  posteriormente  explicadas  pela  facilidade  de  ser
carregada com eletricidade estática, adquirindo carga negativa. O âmbar também deu origem à palavra eletricidade.
Modelo Atômico de Rutherford
Ernest Rutherford (1871­1937)
Como pudemos perceber, até aqui o modelo atômico para a estrutura da matéria está diretamente relacionado com
o contexto histórico­científico do período em que foi desenvolvido.
Isto  é  um  fato  corriqueiro  em  ciência,  principalmente  quando  falamos  de  modelos  teóricos.  No  fim  das  contas
estamos tentando descobrir a estrutura de algo que nunca vimos de fato e tudo o que nos resta é testar a eficiência
do modelo explicando os fenômenos já observados e prevendo outros que ainda não o foram.
O modelo de Thompson  infelizmente não previa os  fenômenos  radioativos descobertos acidentalmente por Henri
Becquerel  em  1895,  nem  os  resultados  do  clássico  experimento  de  Ernest  Rutherford  usando  partículas  α
incidentes sobre uma fina lâmina de ouro.
A figura mostra o experimento de Rutherford. Como podemos perceber as partículas α se chocam em movimento
retilíneo com a fina Lâmina e são detectadas por um filme fluorescente.
Ao  analisar  os  resultados  Rutherford  percebeu  que  a  grande maioria  das  partículas  passou  sem  alterações  de
trajetória pela  lâmina de ouro, o que chamou a atenção do cientista, no entanto,  foram as poucas partículas que
sofreram desvios e aquelas que foram literalmente refletidas pelo anteparo.
A figura a seguir mostra a interpretação que Rutherford deu ao fenômeno. Segundo ele as partículas desviadas ou
refletidas  tiveram  a  “azar”  de  se  chocar,  ou  passar  muito  perto,  de  uma  região  do  espaço  muito  densa  e
positivamente carregada. A lógica deste raciocínio está nas propriedades da própria partícula radioativa usada por
Rutherford, esta era muita “pesada” e tinha carga positiva de modo que somente uma partícula semelhante poderia
repeli­la ao ponto de provocar desvios em sua trajetória.
26/11/2015 Estudando: ENEM ­ Química ­ Cursos Online Grátis | Prime Cursos
https://www.primecursos.com.br/openlesson/10077/102345/ 4/6
Representação esquemática do comportamento das partículas
Obviamente as que passaram em linha reta não haviam encontrado tal obstáculo, e como este grupo era a grande
maioria,  Rutherford  concluiu  que  o  átomo  era  na  verdade  um  grande  espaço  vazio,  no  centro  deste  espaço  se
encontrava uma região muito pequena, mas de elevada massae de carga positiva. Em 1912, pela primeira vez,
Rutherford usou a palavra núcleo quando se referiu a esta parte do átomo.
A Falha do Modelo de Rutherford
Não havia como negar a existência do núcleo e a partir de 1911 o modelo atômico de Rutherford para o átomo era
o mais  aceito. Os  resultados  do  experimento  simplesmente  não  podiam  ser  explicados  com base  no modelo  de
Thompson, que previa uma distribuição uniforme de massa e cargas elétricas em  todo o átomo. No entanto não
ocorreu a Rutherford uma explicação convincente para a seguinte pergunta: “Aonde estão os elétrons?”
Diagrama mostrando como um elétron poderia perder energia ao girar em torno do núcleo
Se ficassem parados perto do núcleo eles seriam atraídos e fatalmente provocariam o colapso do átomo quando se
chocassem  contra  ele.  A  possibilidade  de  estarem  em  movimento  também  foi  descartada  pelas  teorias  do
eletromagnetismo.
26/11/2015 Estudando: ENEM ­ Química ­ Cursos Online Grátis | Prime Cursos
https://www.primecursos.com.br/openlesson/10077/102345/ 5/6
Segundo  James  Klerk  Maxwell,  se  o  elétron  girasse  em  torno  do  núcleo  ele  seria  obrigado  a  se  manter  em
constante aceleração por causa da atração eletrostática, o que provocaria uma perda contínua de energia potencial
fazendo­o descrever uma órbita em espiral na direção do núcleo. O resultado seria o mesmo da hipótese anterior.
Assim o modelo de Rutherford permaneceu “inacabado” até que um dos seus alunos propôs uma solução um tanto
revolucionária.
Modelo de Bohr
Niels Bohr (1885­1962)
Em  1911  o  dinamarquês  Niels  Bohr  chegou  a  Cambridge,  Inglaterra,  para  trabalhar  com  J.  J.  Thompson.
Infelizmente o primeiro encontro entre os dois não deu muito certo e em março de 1912 Bohr se  transferiu para
Manchester, também na Inglaterra, para trabalhar com Rutherford.
Como não havia nesta ocasião amostras radioativas que pudesse usar em suas atividades experimentais, Bohr se
envolveu  na  interpretação  do  espectro  atômico  do  hidrogênio.  Basicamente  os  elementos  químicos  emitem  luz
quando são excitados com eletricidade ou calor, por exemplo. Ao contrário da luz emitida pelo sol, que é composta
por todas as cores visíveis e formam o que chamamos de espectro contínuo (ver as 2 primeiras figuras a seguir), os
elementos emitem apenas algumas cores, ou linhas espectrais (3ª figura).
A luz branca, ao passar pelo prisma, é decomposta em um espectro.
Cores do espectro contínuo.
Espectros de elementos químicos.
Com base no trabalho de Max Planck, que pela primeira vez levantou a hipótese que a energia era transferida entre
os  corpos  em  quantidades  discretas,  ou  pequenos  pacotes  chamados  de  quantum  (ou  no  plural,  quanta),  Bohr
desenvolveu um modelo matemático que explicava satisfatoriamente a estrutura eletrônica dos átomos, em outras
palavras Bohr começou a responder à pergunta: “Afinal, onde estão os elétrons dentro do átomo?”.
O  modelo  eletrônico  de  Bohr  consistia  em  dividir  a  eletrosfera,  região  do  átomo  na  qual  os  elétrons  estão
localizados, em camadas. Cada uma destas camadas apresentava uma quantidade de energia bem definida. Ao
contrário do que previam as equações de Maxwell (lembra do gargalo do modelo de Rutherford?) os elétrons não
podiam passear  livremente entre as   camadas, uma vez que a quantização da energia não permitia que elétrons
absorvessem ou  liberassem qualquer quantidade de energia. Para entender melhor a diferença entre o que dizia
Maxwell e o que Planck e Bohr acreditavam podemos fazer a seguinte alegoria: No mundo macroscópico estudado
26/11/2015 Estudando: ENEM ­ Química ­ Cursos Online Grátis | Prime Cursos
https://www.primecursos.com.br/openlesson/10077/102345/ 6/6
pela  física  clássica  a  energia  se  desloca  em  grandes  quantidades  subindo  ou  descendo  uma  rampa,  portanto,
qualquer quantidade de energia pode ser  trocada entre os corpos. Já no mundo microscópio e  invisível estudado
pela nova física, a física quântica, a energia se desloca em pequeníssimas quantidades subindo e descendo uma
escada. Como sabemos não é possível estar entre dois degraus da escada, ou estamos no degrau de baixo ou no
de  cima,  nunca  entre  eles.  Para  subir  precisamos  de  energia,  não  qualquer  quantidade,  mas  exatamente  a
necessária  para  chegar  ao  próximo  degrau.  Assim  espera­se  que  dentro  de  um  corpo  tão  pequeno  quanto  um
átomo a energia só possa ser transferida em quantidades discretas, os quanta de energia, do latim quantidade.
Para mudar  de  órbita,  ou  de  camada,  o  elétron  deveria  perder  ou  ganhar  uma  quantidade  exata  de  energia,  o
quantum.
Desta forma ele garantia que o elétron tivesse uma órbita estável. Ao invés de se deslocar em espiral em direção ao
núcleo  o  elétron  permanecia  girando  na  sua  órbita  por  tempo  indeterminado.  Quando  recebia  um  quantum  de
energia ele avançava para uma camada superior e para voltar à camada original deveria liberar o mesmo quantum
que recebeu. Era justamente neste momento que o átomo emitia luz (atualmente acreditamos que esta luz também
é emitida em pacotes, ou pequenas partículas luminosas chamadas fótons).
Emissão e absorção de energia pelo elétron, segundo Bohr
Bohr provou matematicamente que cada transição eletrônica estava relacionada com uma das linhas espectrais (a
cor  que  podia  ser  vista  no  espectro  atômico)  e  calculou  todas  essas  linhas  para  o  átomo  de  hidrogênio
determinando as órbitas nas quais o seu único elétron poderia estar, tanto no estado fundamental (o estado de mais
baixa energia) quanto os diversos estados excitados possíveis.