Resumo Estrutura atomica parte 1

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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.