Estrutura e Propriedades da Matéria Aula 1 - Modelos Atômicos

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Estrutura e Propriedades da Matéria 
 
 
O ESTUDO DA QUÍMICA 
A Química envolve o estudo das propriedades e do comportamento da matéria. 
Matéria é o material físico do universo; é tudo que tem massa e ocupa lugar no 
espaço. 
PRIMEIROS MODELOS ATÔMICOS 
Os séculos XVII e XVIII caracterizaram-se pela aquisição de um grande número de 
informações obtidas experimentalmente, o conhecimento químico cresce em 
quantidade e qualidade. No final deste período e no início do século XIX um grande 
número de fatos químicos floresceram porém as perguntas aumentavam e poucas 
explicações eram apresentadas: 
 “O ácido sulfúrico dissolvia zinco e ferro e não a prata e o ouro” – A razão para 
esta diferença permanecia indefinida; 
 Acreditava-se que havia diferenças fundamentais entre os elementos, 
compostos e misturas; 
 A lei da conservação da massa e da composição definida haviam sido propostas 
e, embora fossem sustentadas por químicos progressistas da época, não podiam 
satisfatoriamente explicar por que as massas eram conservadas durante uma 
transformação química e por que certos tipos de matérias pareciam ter a mesma 
composição. 
As Leis da transformação química 
A lei da conservação da massa (Durante uma transformação química não é 
mensurável o ganho ou a perda de massa - Antoine Lavoisier) explica um dos grandes 
problemas com o qual nos defrontamos atualmente: a poluição ambiental, 
compreendendo água, solo e ar. O fato de não ser possível consumir a matéria até sua 
aniquilação implica a geração de resíduos em todas as atividades dos seres vivos, 
resíduos esses indesejáveis a quem os eliminou, mas que podem ser reincorporados ao 
meio, para posteriormente serem reutilizados. Esse processo denomina-se reciclagem 
e ocorre na natureza por meio dos ciclos biogeoquímicos, nos quais interagem 
mecanismos biogeoquímicos que tornam os resíduos aproveitáveis em outra forma. 
Quando não existe um equilíbrio entre consumo e reciclagem, podem advir 
consequências desastrosas ao meio ambiente, tais como eutrofização dos lagos, 
contaminação dos solos por pesticidas e fertilizantes, etc. 
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A Lei de Proust também é conhecida como Lei das proporções constantes ou lei das 
proporções definidas. Esta lei foi inserida pelo químico francês Joseph Louis Proust, 
que realizou experimentos com substâncias puras e concluiu que independentemente 
do processo usado para obtê-las, a composição em massa dessas substâncias era 
constante. A Lei de Proust é definida assim: 
“As massas dos reagentes e produtos participantes de uma reação mantêm uma 
proporção constante.” 
A idéia do átomo pelos gregos e o átomo como a menor partícula da matéria 
1. O átomo de Dalton (1803) 
Baseado na Lei da conservação de massa e da composição definida, John Dalton 
propôs uma teoria que explicava estas e outras generalizações químicas. A teoria 
atômica de Dalton foi baseada no seguinte modelo: 
 Toda matéria é composta de partículas fundamentais, os átomos/ 
 Os átomos são permanentes e indivisíveis, eles não podem ser criados nem 
destruídos; 
 Os elementos são caracterizados por seus átomos. Todos os átomos de um 
dado elemento são idênticos em todos os aspectos. Átomos de diferentes 
elementos têm diferentes propriedades; 
 As transformações químicas consistem em uma combinação, separação ou 
rearranjo de átomos/ 
 Compostos químicos são formados de átomos de dois ou mais elementos em 
uma razão fixa. 
“Se cada átomo tem sua própria característica e se os átomos são rearranjados, 
permanecendo inalterados durante uma reação química, então a massa total dos 
átomos dos reagentes deve ser a mesma que a dos átomos dos produtos ” ( A Lei da 
conservação das massas) 
“Se cada composto é caracterizado por proporções fixas entre os números de átomos 
dos seus elementos componentes e se cada átomo de um dado elemento tem a 
mesma massa, então a composição de cada composto deve ser sempre a mesma“ ( A 
Lei da composição definida) 
Átomos são formados por pequenas partículas e que, devido à existência de isótopos, 
todos os átomos de um dado elemento não têm a mesma massa. 
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Por não esclarecer a diferença entre átomos e moléculas, Dalton com sua teoria 
chegou a propor fórmulas incorretas para certos compostos. 
Em 1800 os químicos ingleses William Nicholson e Anthony Carlisle demonstraram a 
decomposição da água nos gases hidrogênio e oxigênio por eletrólise (uso da 
eletricidade para produzir uma transformação química). A partir de estudos extensivos 
realizados por Humphry Davy e seu assistente Michael Faraday sobre a eletrólise, em 
1832 Faraday anuncia suas observações, que conhecemos hoje como “Leis de 
Faraday”: 
1ª Lei - Durante uma eletrólise, a massa de uma substância libertada em qualquer um 
dos eletrodos, assim como a massa da substância decomposta, é diretamente 
proporcional à quantidade de eletricidade que passa pela solução( ). 
 
2ª Lei – Quando uma mesma quantidade de eletricidade atravessa diversos eletrólitos, 
as massas das espécies químicas libertadas nos eletrodos, assim como as massas das 
espécies químicas decompostas, são diretamente proporcionais aos seus equivalentes 
químicos ( ). 
 
Experimentos de Willian Crookes 
O primeiro indício de que os átomos poderiam ser constituídos de partes menores, foi 
em 1850 quando o físico britânico Willian Crookes construiu tubos de descarga de gás, 
geralmente chamados de tubos de Crookes (Tubo evacuado com eletrodos ligados a 
alta voltagem) para estudar o efeito da descarga elétrica em gases. 
 
Tubo de Crookes 
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Esquema da formação de raios catódicos 
Com a diminuição da pressão no interior do tubo de Crookes, uma série de fenômenos 
foram observados como o aparecimento de incandescência emitido do eletrodo de 
carga negativa, o cátodo, e próxima da pressão atmosférica nada parecia acontecer no 
tubo. 
Os experimentos dos tubos de Crookes podem ser interpretados da seguinte forma: A 
baixas pressões, é evidente que alguma coisa deixa o cátodo e viaja para o ânodo. 
A incandescência emitida pelo gás no interior do tubo a pressões intermediárias 
resulta das colisões das partículas em movimento com moléculas do gás (A baixas 
pressões, a concentração de moléculas de gás é muito baixa para produzir luz visível e 
sob estas condições, muitas partículas atingem o vidro no ânodo na extremidade do 
tubo, causando incandescência). 
Em 1887, o físico inglês J. J. Thomson mostrou que as partículas em raio catódico são 
carregadas negativamente. Provou a afirmação mostrando que o raio pode ser 
desviado se passar entre placas de metais carregados opostamente. Hoje, geralmente, 
provamos a existência desta carga negativa mostrando o desvio das partículas em um 
campo magnético. 
Devido às partículas que emergem do cátodo em tubo de Crookes sempre terem as 
mesmas propriedades e serem independentes do material do cátodo, pode-se concluir 
que elas estão presentes em toda matéria. Atualmente estas partículas são chamadas 
elétrons. 
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Em 1908, o físico americano Robert Millikan realizou um experimento clássico que 
determinou a magnitude da carga negativa no elétron. 
 
Esquema do experimento de Millikan 
Millikan acreditava que os raios X chocavam-se com os elétrons das moléculas do ar 
que circundavam as gotículas de óleo e que as gotículas poderiam captar estes 
elétrons. Descobriu que uma gotícula poderia captar apenas um número inteiro de 
elétrons, que correspondia a um inteiro de – 1,6x10-19 C (coulombs), concluiu que cada 
elétron precisava carregar a carga – 1,6x10-19 C. 
Joseph John Thomson já havia mostrado que a razão carga-massa é a mesma para 
todos os elétrons e deposse desta informação Millikan foi capaz de calcular a massa 
do elétron (9,1x10-21 g). 
“Os elétrons estão presentes em toda a matéria. Eles são um dos seus constituintes 
subatômicos e são realmente todos idênticos”. 
Em 1886, o físico alemão Eugen Goldstein usou um tubo de Crookes modificado para 
produzir um novo tipo de raio. 
 
 (a) 
 
(b) 
Tubo de Crookes modificado (a) e esquema da produção de raios canais ou anódicos (b) 
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O cátodo no tubo de Goldstein tinha uma fenda montada próximo ao meio do tubo. 
Ele observou um fluxo incandescente que parecia começar na fenda e movia-se na 
direção contrária dos raios catódicos e chamou este fluxo de raio canal. Observou 
também a deflexão deste raio por um campo elétrico ou magnético na direção oposta 
daquela do raio catódico e provou a carga positiva do raio canal. 
Goldstein observou que, ao contrário dos elétrons, o raio canal tem diferentes cargas, 
embora cada carga seja um múltiplo de +1,6x10-19 C e que a massas eram bem maiores 
do que aquelas de um elétron. Atualmente estas partículas são chamadas de prótons. 
 
2. O átomo de Joseph John Thomson (1898) 
A partir de 1890, ficou evidente para a maioria dos cientistas que os átomos 
consistiam em uma parte carregada positivamente e alguns elétrons, mas isto não 
era totalmente claro. Thomson sugeriu que: 
 Um átomo pode ser uma esfera carregada positivamente na qual alguns 
elétrons estão incrustados, e apontou que isto levaria a uma fácil remoção de 
elétrons dos átomos. 
 Postulou que os elétrons estavam arranjados em anéis e circundavam 
completamente em órbitas a esfera positiva. 
 
O modelo atômico de Thomson foi bem aceito por muitos anos e pouco depois do 
início do século XX, experimentos realizados na Inglaterra pelos físicos Ernest 
Rutherford, Ernest Marsden e Hans Geiger levaram à substituição do modelo atômico 
de Thomson. 
 
3. O átomo de Rutherford (1911) 
A descoberta de que um minério de urânio emitia raios capazes de escurecer uma 
placa fotográfica pelo físico francês Henri Becquerel e com o isolamento do polônio e o 
rádio, por Marie Curie e seus colaboradores (1898), que também emitiam o mesmo 
tipo de raios quando se desintegravam, que ela chamou de radioatividade, levou 
Rutherford, Marsden e Geiger a utilizar estas radiações de alta energia. 
 
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Os três tipos de radiações: alfa (α), beta (β) e gama (γ) se comportam de maneira 
diferente quando passam entre placas eletricamente carregadas, os raios α e β são 
defletidos, mas os raios γ passam sem deflexão; isso quer dizer que os raios α e β são 
partículas eletricamente carregadas. A carga da partícula α é positiva,+2, enquanto 
que a β é negativa, -1. Apesar da carga da partícula α ser duas vezes a carga da β, elas 
são defletidas em menor extensão que a partícula β, o que implica o fato de que a 
massa da partícula α devam mais pesadas do que as partículas β. Os raios γ não têm 
massa ou carga detectáveis, eles se comportam como raios de luz. 
 
As radiações alfa(α), beta (β) e gama (γ) 
Rutherford, Marsden e Geiger utilizaram os raios α emitidos por uma pequena 
quantidade de polônio em várias folhas finas de diversos materiais como mica, papel e 
ouro. 
 
Esquema do experimento de Rutherford e seus colaboradores 
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Eles observaram que: 
• Para fazer com que a maioria das partículas α passe através de um pedaço de 
chapa sem sofrer desvio, a maior parte do átomo deve consistir de carga 
negativa difusa de massa baixa - o elétron. 
• Para explicar o pequeno número de desvios grandes das partículas α, o centro 
ou núcleo do átomo deve ser constituído de uma carga positiva densa e muito 
pequena. 
• O átomo consiste de entidades positivas, negativas e neutras, respectivamente, 
prótons, elétrons e nêutrons. 
• Os prótons e nêutrons estão localizados no núcleo do átomo, que é pequeno. A 
maior parte da massa do átomo se deve ao núcleo. 
• Pode haver um número variável de nêutrons para o mesmo número de prótons. 
Os isótopos têm o mesmo número de prótons, mas números diferentes de 
nêutrons. 
• Os elétrons estão localizados fora do núcleo. Grande parte do volume do átomo 
se deve aos elétrons. 
 
 
Rutherford e seus colaboradores modificaram o modelo 
de Thomson da seguinte maneira: 
 
Suponha que o átomo é esférico mas a carga positiva 
deve estar localizada no centro, com uma carga negativa 
difusa em torno dele. 
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Relação núcleo-eletrosfera do átomo 
Rutherford retomou uma idéia proposta em 1904 pelo físico japonês Hantaro 
Nagaoka: 
 Um átomo poderia ser composto por um pequeniníssimo núcleo carregado 
positivamente, rodeado por uma região comparativamente maior, contendo 
os elétrons. 
“O átomo é a menor partícula que caracteriza o elemento químico” 
 
“Elemento químico é um conjunto de átomos iguais; É um conjunto de átomos com o 
mesmo número atômico (Z); É um conjunto de isótopos”. 
Em 1932, o físico inglês James Chadwick, colaborador de Rutherfor, descobriu a 
partícula do núcleo atômico, que passou a ser conhecida por nêutron, devido ao fato 
de não ter carga elétrica. Pela sua descoberta, divulgada à comunidade científica na 
obra "Possible Existence of Neutron", obteve em 1935 o Nobel de Física. 
 
Para Rutherford o átomo é composto de duas regiões: 
 Um núcleo minúsculo compreendendo toda a carga positiva e, praticamente, 
toda a massa do átomo; 
 Uma região extranuclear, que é principalmente um espaço vazio, onde estão 
distribuídos os elétrons. 
 
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OBS.: Massas atômicas medias – A massa atômica relativa é massas médias dos 
isótopos: 
 
Ex: O Carbono (C) natural apresenta: 98,892 % de 12C e 1,107 % de 13C. Desta forma a 
massa média do carbono será: 
(0,98892)(12 u) + (0,01107)(13,00335 u) = 12,01 u 
ou 
(0,9893)(12 g) + (0,0107)(13,00335 g) = 12,01 g 
 
O ÁTOMO MODERNO 
O Dilema do átomo estável (início do século XX) 
Imagine que você está olhando para um átomo de hidrogênio tão ampliado que possa 
ver seu núcleo e, bastante distante deste, seu único elétron. Existem apenas duas 
possibilidades do estado de movimento do elétron: ou ele está (I) estacionário ou está 
(II) em movimento. 
• Possibilidade I (o elétron está parado) – De acordo com a física clássica, haveria a 
atração entre o núcleo (carga positiva) e o elétron (carga negativa) em uma fração 
de segundos e desta forma o átomo entraria em colapso quase que imediatamente, 
e consequentemente o universo. Uma vez que isso não aconteceu, este modelo foi 
rejeitado. 
• Possibilidade II (o elétron em movimento) – Desde que o elétron é parte do átomo, 
em movimento deverá descrever uma trajetória em torno do núcleo – sua órbita. 
Segundo Rutherford o átomo apresentava como um modelo planetário simples, 
onde a direção do elétron precisa mudar constantemente para permanecer na sua 
órbita sem escapar do núcleo. De acordo com a física clássica, quando uma 
partícula carregada experimenta uma mudança de direção de seu movimento (uma 
forma de aceleração), esta emite energia radiante continuamente. Deste modo 
o elétron perderia energia e iria se aproximando do núcleo em um movimento 
espiral em fração de segundos e teríamos um comportamento semelhante à 
possibilidade I. 
 
A primeira tentativa de descrever um modelo atômico não clássico foi proposta pelo 
físico dinamarquês Niels Henrick David Bohr. Bohr percebeu que a elucidação da 
estrutura atômica seria encontrada na natureza da luz emitida por substâncias a 
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temperaturas altas ou sob a influência de uma descarga elétrica. Mais 
especificamente, ele acreditava que esta luz era produzida quando os elétrons nos 
átomos sofriam alterações de energias. A sua teoria para a explicação do modelo 
atômico proposto por Rutherford em 1911, levando em conta a teoria quântica 
(formulada por Max Planck em 1900), não foi levada a sério. 
 
 
 
 
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As teorias incorporadas ao modelo atômico de Bohr foram: 
• O conceito de QUANTUM como sendo a quantidade de energia que pode ser 
emitida ou absorvida na forma de radiação eletromagnética. Os átomos ou 
moléculas absorviam ou emitiam energia apenas em quantidades discretas, ou 
seja, em parcelas pequenas e muito bem definidas. E a idéia de energia 
descontínua ou quantizada (Karl Ernst Ludwig Planck): 
E = nh 
• O efeito fotoelétrico (emissão de elétrons por um material, geralmente 
metálico, quando exposto a uma radiação eletromagnética, como a luz, de 
frequência suficientemente alta, que depende do material), de Albert Einstein 
em 1905, estabelecendo que energia tem massa e que passou a chamar de 
quanta, definido por Planck, de photons (fótons). 
 
A teoria de Bohr explicou as transições para as espécies hidrogenóides, mas não 
explicou para os átomos multieletrônicos. Depois da década de 1920, vários físicos 
ajudaram a criar o modelo existente hoje. Entre estes podemos citar: 
• Louis de Broglie – Teoria da dualidade onda-partícula; 
• Werner Heisenberg – O princípio da incerteza e fórmulas da mecânica quântica 
baseadas na álgebra de matrizes; 
• Wolfgang Pauli – O Princípio de exclusão, talvez seu mais importante trabalho, 
que estabelece que nenhuma partícula, como os elétrons, pode existir no 
mesmo estado quântico. 
• Uhlenbeck e Goudsmit posteriormente identificaram este grau de liberdade 
como o spin; 
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• Erwin Schrödinger – Equações da mecânica quântica baseadas em equações 
diferenciais de segunda ordem. 
 
As soluções da equação de Schrödinger chamadas de funções de ondas e simbolizadas 
pela letra grega ψ (psi) são quimicamente importantes e as implicações dessas funções 
de onda é essencial para que se entenda a visão moderna do átomo. 
 
 
 
Bibliografia 
1. Química um curso universitário 4ª Edição, Bruce M. Mahan e Rollie J. Myers, Editora Edgard Blücher, São 
Paulo 1995. 
2. BROWN,T. L.; LEMEY Jr, H. E.; BURTEN, B.E.; BURDGE, J. R. Química: a ciência central.9, ed. São 
Paulo:Pearson Prentice Hall, 2005 
3. Química Geral e Reações Químicas 5ª Edição, John C. Kotz e Paul M. Treichel Jr., Editora Cencage, São 
Paulo 2008. 
4. Química Geral 2ª Edição, John B. Russel, Editora Pearson, São Paulo, 2006.