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Resumo - Estrutura Atômica (parte 1) A estrutura da matéria Filósofos gregos acreditavam que toda a matéria era constituída por partículas indivisíveis, as quais foram chamadas de átomos. A partir de 1803, John Dalton propôs uma série de postulados com base nas suas observações experimentais. São elas: - A matéria é constituída por partículas extremamente pequenas e indivisíveis, chamadas átomos; - Os átomos são esferas maciças, indestrutíveis e intransformáveis; - Os átomos de um mesmo elemento químico são idênticos e os átomos de elementos diferentes possuem propriedades diferentes; - Os compostos são formados por átomos de mais de um elemento; - Os átomos não são criados e nem perdidos numa reações química. A descoberta do elétron - raios catódicos O experimento com tubos catódicos permitiu a descoberta de partículas constituintes dos átomos carregadas negativamente, mais conhecidas como elétrons. Neste experimento, um feixe de elétrons (raios catódicos) passa através de um campo elétrico e de um campo magnético, dentro de um tubo de vidro contendo gás a baixa pressão. A aplicação da diferença de potencial dá origem a um feixe de elétrons partindo do catodo para o anodo. Fig. 1. Tubo de raios catódicos. O funcionamento das televisões antigas, lâmpadas fluorescentes e lâmpadas de sódio se baseiam nos raios catódicos. Nos televisores de tubo catódico, os raios catódicos incidem na superfície interna do vidro, que é revestida com tinta fluorescente. Durante a descarga, a tela fica iluminada. A lâmpada fluorescente contém vapor de mercúrio (Hg) e a parede interna do vidro é revestida de tinta fluorescente. Pela descarga no interior da lâmpada, o vapor de mercúrio (Hg) a esta pressão, emite luz ultravioleta a qual excita a tinta fluorescente, que emite luz visível característica dessa lâmpada. Thomson ainda calculou a relação entre a massa e a carga do elétron (1,76 x 108 Coulombs / g). Algum tempo depois, Millikan determinou a carga do elétron a partir do seu experimento da gota de óleo (1,60 x 10-19 C). Tendo-se a relação carga/massa e a carga do elétron, sua massa pôde ser determinada: Massa do elétron = 1,60 x 10-19 C / 1,76 x 108 C / g = 9,10 x 10-28 g A massa do elétron é cerca de 2 mil vezes menor que a massa do átomo de hidrogênio. Radioatividade Em 1986, o cientista francês Becquerel observou que um minério de urânio emitia espontaneamente radiação de alta energia, que foi chamada de radioatividade. Mais tarde, Marie Curie isolou os elementos Po e Ra, que apresentavam as mesmas propriedades do minério de urânio e sugeriu que determinados átomos se desintegram, chamando o fenômeno de radioatividade. Os raios α, β e γ foram identificados a partir do seguinte experimento: Fig. 2. Descoberta das partículas α, β e γ. A descoberta de partículas ainda menores do que o átomo acaba com a ideia de que ele seria indivisível. Modelo atômico de Thomson Thomson acreditava que os elétrons contribuíam com um espaço muito pequeno do átomo, já que sua massa era cerca de 2 mil vezes menor que a do hidrogênio. Com isso, ele propôs que o átomo seria uma esfera positiva uniforme, na qual os elétrons estariam incrustrados. Este modelo, conhecido como "pudim de ameixa", teve uma vida muito curta. Fig. 3. Modelo atômico de Thomson Modelo atômico de Rutherford Em 1910. Rutherford realizou um experimento que desmentiu o modelo de thomson, que consistiu na emissão de um feixe de partículas α sobre uma fina lâmina de ouro (Fig. 4). Ele observou que quase todas as partículas a passavam direto pela camada de ouro sem sofrer deflexão, enquanto que uma pequena parte delas eram defletidas. Fig. 4. Experimento de Rutherford. Ele propôs então que a maior parte da massa do átomo e toda a sua carga positiva estaria concentrada num volume muito pequeno, que ele chamou de núcleo. A maior parte do volume total do átomo seria um espaço vazio no qual os elétrons se moveriam ao redor do núcleo. Experimentos posteriores identificaram duas partículas presentes no núcleo: os prótons, carregados positivamente, e os nêutrons (carga nula). Tabela 1: Comparação entre prótons, nêutrons e elétrons Partícula Carga Carga relativa Massa (u.m.a) Prótons +1 +1,602 x 10-19 C 1,0073 Nêutrons 0 0 1,0087 Elétrons -1 -1,602 x 10-19 C 5,486 x 10-4 Natureza ondulatória da luz Todos os tipos de radiação eletromagnética se movem através do vácuo a uma velocidade de 3 x 108 m/s, chamada de velocidade da luz. A relação entre a frequência e o comprimento de onda da radiação eletromagnética pode ser expressa pela seguinte equação: c = ν λ, onde c é a velocidade da luz, ν é a frequência e λ é o comprimento de onda. Fig. 5. Comprimento de onda (λ) e amplitude das ondas. O comprimento de uma onda (λ) é a distância entre dois picos ou dois vales (Fig. 5). A frequência da onda (ν) corresponde ao número de ciclos por segundo, ou seja, significa quantas vezes uma onda inteira (λ) passa por um determinado ponto em 1 segundo. A Fig. 6 mostra os vários tipos de radiação eletromagnética, dispostos com relação à sua frequência e ao comprimento de onda. Fig. 6. Espectro eletromagnético Efeito Fotoelétrico O efeito fotoelétrico ocorre quando a luz atinge a superfície de um metal, fazendo com que elétrons sejam ejetados. Einstein observou que os elétrons só são ejetados da superfície de um determinado metal, se a frequência da radiação tiver um valor específico. Ele também notou que mudando o metal, a frequência da luz necessária para causar o efeito fotoelétrico também mudava. Estas observações estavam de acordo com a teoria de Planck, que dizia que a energia dos elétrons nos átomos era quantizada, ou seja, só podiam ser liberadas ou absorvidas em quantidades específicas (quantum de energia). Planck estabeleceu uma relação entre a energia da radiação e sua frequência, denominada equação de Planck: E = h ν, onde E é a energia, h é a constante de Planck (6,63 x 10-34 J.s) e ν é a frequência da radiação (Hz = s-1). Tentando explicar o efeito fotoelétrico e baseado nas ideias de Planck, Einstein sugeriu que a radiação possui pacotes mínimos de energia, denominados fótons, que se chocam com o metal e são capazes de causar a ejeção dos elétrons da superfície do mesmo. Estes fótons atuariam como minúsculas partículas. Neste caso, os elétrons só seriam ejetados se os fótons tivesse energia suficiente para tal. Além disso, o número de fótons (intensidade da luz) não seria capaz de causar o efeito fotoelétrico se a frequência dos mesmos fosse insuficiente. Por outro lado, Einstein observou que quanto maior o número de fótons com frequência mínima para causar o efeito fotoelétrico, maior era o número de elétrons ejetados pelo metal. Modelo atômico de Bohr Bohr deu um tratamento matemático ao átomo de Rutherford sugerindo órbitas estacionárias. Ele propôs um modelo híbrido para o átomo combinando elementos da física clássica com a natureza descontínua do mundo quântico. Sua teoria é baseada em três postulados: 1- Somente órbitas de certos raios, correspondendo a valores de energia definidas, são permitidas para os elétrons nos átomos; 2- Um elétron situado num orbital permitido tem um valor específico de energia e está num estado de energia permitido; 3- A energia só é emitida ou absorvida por um elétron quando este muda de um estado de energia permitido para o outro. Esta energia é emitida ou absorvida como um fóton (E = h ν). Levando em conta estes postulados e incluindo equações clássicas de energia e interação de cargas elétricas, Bohr calculou as energias correspondentes a cada órbita permitida para o átomo de hidrogênio: E= (- 2,18 x 10-18 J) (1/n2), onde n varia de 1 a infinito e é chamado de número quântico. A equação mostra que à medida que n aumenta, a energia do elétron também aumenta (se torna menos negativa). Apesar do modelo de Bohr ter sido extremamente útil para a introdução da ideia de níveis de energia para o átomo, ele apresenta limitações na interpretação das propriedades dos átomos polieletrônicos.
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