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Tópicos Evolução histórica do modelo atômico - Modelos atômicos: - Dalton; - Thomson; - Rutherford; - Bohr - Espectro eletromagnético; - Dualidade Partícula-onda para o elétron (de Broglie). Evolução histórica do modelo atômico Evolução histórica do modelo atômico •O átomo é a partícula fundamental que representa um determinado elemento químico. O desenvolvimento da Química como ciência foi no sentido de desenvolver esse conceito e definir as propriedades físicas e químicas dos mesmos. • Na Grécia antiga existiam duas correntes de pensamento com relação à matéria, a do filósofo Aristóteles (sec. IV a.C.) e do filósofo Demócrito (séc. V a.C.). • Demócrito considerava a matéria constituída de partículas fundamentais, indivisíveis, denominadas átomos. • Aristóteles imaginava a matéria infinitamente divisível (sendo possível fazer sempre uma nova divisão), composta basicamente por água, fogo, terra e ar. Evolução histórica do modelo atômico •Modelo atômico de Dalton (1803) – modelo da bola de bilhar Um elemento é composto por minúsculas partículas chamadas átomos. Todos os átomos de um dado elemento apresentam as mesmas propriedades químicas. O elemento oxigênio é constituído por átomos de oxigênio. Estes átomos são muito pequenos para serem pesados ou visto diretamente. Todos os átomos de oxigênio comportam-se quimicamente do mesmo modo. Evolução histórica do modelo atômico •Modelo atômico de Dalton (1803) – modelo da bola de bilhar Átomos de elementos diferentes apresentam propriedades diferentes. Em uma reação química comum, nenhum átomo de qualquer elemento desaparece ou é transformado no átomo de outro elemento. O comportamento químico dos átomos de oxigênio é diferente em relação ao dos átomos de hidrogênio ou de qualquer outro tipo de elemento. Quando o oxigênio e hidrogênio reagem, todos os átomos de oxigênio e hidrogênio que reagem estão presentes na água que é formada. Não são formados átomos de outros elementos. Evolução histórica do modelo atômico •Modelo atômico de Dalton (1803) – modelo da bola de bilhar Compostos são formados pela combinação de dois ou mais elementos em uma razão fixa. No composto água, os átomos de oxigênio e hidrogênio combinam- se entre si. Para cada átomo de oxigênio presente, há sempre dois átomos de hidrogênio. Evolução histórica do modelo atômico •Modelo atômico de Dalton (1803) – modelo da bola de bilhar Duas leis básicas da química: Lei da conservação da massa: Se os átomos são “conservados” numa reação química a massa também será conservada. Então a massa total dos átomos dos reagentes deve ser a mesma que a dos átomos dos produtos. Lei da composição constante: Um composto sempre contém os mesmos elementos nas mesmas proporções. 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. Evolução histórica do modelo atômico Muitas das ideias básicas de Dalton ainda são aceitas hoje em dia (conceito de átomo e de elemento químico) embora saibamos que átomos são formados de pequenas partículas e que, devido à existência de isótopos, todos os átomos de um dado elemento não têm a mesma massa. Evolução histórica do modelo atômico Modelo atômico de Thomson (1897) – “modelo do pudim de passas” Thomson observou que em ausência do campo elétrico e magnético, o feixe de elétrons gerado por uma fonte de alta tensão apresentava trajetória linear. Fig. 1. Efeito de um campo elétrico (A) e campo magnético (B) sobre um feixe de elétrons. Na presença dos campos o feixe de elétrons sofria um desvio. A direção do desvio (para a placa carregada positivamente) mostra que as partículas carregam uma carga elétrica negativa. Evolução histórica do modelo atômico • Utilizando um tratamento adequado, Thomson determinou o valor de -1,76x 1011 C/Kg (-1,76x 108 C/g) para a relação carga/massa do elétron e propôs o primeiro modelo para o átomo (1897). • O modelo de Thomson consistia de uma grande esfera positiva em que os elétrons estavam arranjados. Fig. 2. Modelo de Thomson para o átomo. Evolução histórica do modelo atômico Através de outro experimento bastante sofisticado para a época, Millikan (1909), determinou o valor da carga do elétron como sendo igual a -1,6 x 10- 19 Coulombs e, baseado na relação de Thomson, calculou a massa do elétron como igual a 9,1 x 10-31 Kg. • Esse modelo derrubou a ideia de Dalton que o átomo era indivisível. Evolução histórica do modelo atômico Modelo atômico de Rutherford (1911) Fig. 3. Experiência de Rutherford. Evolução histórica do modelo atômico Rutherford sabia que alguns elementos, incluindo o Radônio, emitiam feixes de partículas com cargas positivas, que ele chamou de partículas α. Ele pediu que dois estudantes seus atirassem partículas α contra um pedaço de folha (lâmina) de ouro (platina). Se os átomos fossem de fato bolhas de geleia com carga positiva, todas as partículas α deveriam passar facilmente dessa folha, sofrendo ligeira deflexão, mas com ângulos nunca superiores a 90°. Ele raciocinou que isto ocorreria se a massa e cargas elétricas positiva e negativa estivessem espalhadas mais ou menos ao acaso através de cada átomo na folha. A carga positiva carregada pela partícula não seria influenciada por nenhuma concentração alta de carga positiva ou negativa localizada na folha. Evolução histórica do modelo atômico O resultado, entretanto, foi bem diferente do esperado. Embora quase todas as partículas α tivessem passado e sofressem poucas deflexões, algumas sofriam deflexão superior a 90° e outras retornavam à direção de partida (180°). Os resultados desse experimento sugeriu um modelo de átomo no qual existe uma densa carga positiva circundada por um grande volume de espaços vazios. Rutherford chamou essa região de carga positiva de núcleo atômico. Assim aquelas partículas alfa que passassem próximas ao núcleo seriam fortemente repelidas por sua carga positiva. Evolução histórica do modelo atômico • Seu raciocínio é que quando uma partícula α com carga positiva atingia diretamente o núcleo pesado de platina (ouro), ela era fortemente repelida pela carga positiva do núcleo, sofrendo deflexão de um ângulo grande. • De acordo com esse modelo nuclear do átomo, os elétrons estão dispersos no espaço vazio, em forma de nuvem e em contínuo movimento ao redor do núcleo (eletrosfera). As partículas que têm carga positiva são chamadas de prótons. • A massa do átomo está concentrada no núcleo (centro do átomo) que é constituído de prótons e nêutrons. Evolução histórica do modelo atômico Fig. 4. Modelo de Rutherford para o átomo (Modelo Planetário) . O espectro eletromagnético Um feixe de radiação eletromagnética é o produto de campos elétricos e magnéticos oscilantes (isto é, variam com o tempo) que atravessam o vácuo a 3 x 108 m/s (“c”, velocidade da luz). A luz visível é uma forma de radiação eletromagnética, como também as ondas de rádio, as de micro-ondas e raios- X. Uma das razões pelas quais a radiação eletromagnética é um bom veículo para se estudar os átomos é que um campo elétrico afeta partículas carregadas, tais como os elétrons. Quando um feixe de luz encontra um elétron, seu campo elétrico empurra o elétron primeiro em uma direção edepois na direção oposta, periodicamente (Fig. ). Em outra palavras, o campo oscila em direção e intensidade. Evolução histórica do modelo atômico O número de ciclos (isto é, a mudança completa de direção e intensidade até voltar à direção e intensidade iniciais) por segundo é chamada de frequência, v (letra grega nu), da radiação. A unidade de frequência, 1 hertz (1 Hz), é definida como 1 ciclo por segundo: 1 Hz= 1s-1 Isso significa que a radiação eletromagnética de frequência 1 Hz empurra uma carga em uma direção, a seguir na direção oposta e retorna à direção original uma vez a cada segundo. Evolução histórica do modelo atômico Fig. 5. Ondas eletromagnéticas. Uma fotografia instantânea de uma onda eletromagnética que viaja pelo espaço seria semelhante: Evolução histórica do modelo atômico Fig. 6. Ondas eletromagnéticas. • Amplitude é a altura da onda em relação à linha central. • Comprimento de onda, λ (letra grega lambda), é a distância entre dois máximos sucessivos. O comprimento de onda da luz visível é da ordem de 500 nm. Comprimentos de onda diferentes correspondem a regiões diferentes do espectro eletromagnético. • Nossos olhos detectam a radiação eletromagnética de comprimento de onda entre 700 nm (luz vermelha) e 400 nm (luz violeta). Nesse intervalo a radiação é chamada de luz visível e frequência da luz determina a sua cor. A cor da luz depende da sua frequência ou comprimento de onda. A radiação de grande comprimento de onda tem frequência menor do que a radiação de pequeno comprimento de onda. Evolução histórica do modelo atômico λv=c (comprimento de onda x frequência = velocidade da luz) A radiação ultravioleta tem frequência mais alta do que a violeta. Seu comprimento de onda é inferior a 400 nm. A radiação infravermelha, tem frequência menor (comprimento de onda maior) do que a luz vermelha. O comprimento de onda é superior a 800 nm. Evolução histórica do modelo atômico Fig 7. Espectro eletromagnético. Evolução histórica do modelo atômico Espectro contínuo e de linhas A luz branca é composta de uma mistura de ondas eletromagnéticas de todas as frequências no espectro visível, abrangendo de 400 nm a 700nm. Esta mistura de ondas pode ser separada usando-se um prisma ótico, que não só desvia o raio de luz (refração), mas também desvia a luz em diferentes comprimentos, de quantidade diferentes (dispersão). A Figura mostra um raio de luz branca sendo refratado e dispersa por um prisma em uma continuidade de cores. Tal espectro é chamado espectro contínuo. Quando a eletricidade passa através do gás hidrogênio (em um arco elétrico ou uma faísca), ou quando o gás é aquecido a uma alta temperatura, o hidrogênio emite luz. Entretanto, quando sua luz atravessa um prisma, o resultado não é um espectro contínuo. Ao contrário, uma linha espectral é produzida pela luz de um comprimento de onda discreta. Evolução histórica do modelo atômico As séries de linhas espectrais formadas por cada elemento são uma característica daquele elemento e podem ser usadas como uma “impressão digital” para identificação em laboratório. Este espectro mostra somente a região do visível do espectro eletromagnético. Fig. 8. Espectro contínuo e discreto. Evolução histórica do modelo atômico • As séries de linhas mostradas nessa figura são encontradas na região visível do espectro e são chamadas de séries de Balmer (por causa do físico suíço J.J. Balmer, que as estudou, 1885). Outras séries de linhas espectrais do hidrogênio podem ser obtidas nas regiões ultravioleta e infravermelha. Modelo atômico de Bohr (1913) Em 1913, Niels Bohr, um físico teórico propôs um novo modelo, que difere do modelo de Rutherford devido ao fato de que o movimento dos elétrons está restrito à determinadas órbitas (níveis de energia). Fig. 9. Modelo de Bohr para o átomo de hidrogênio. Evolução histórica do modelo atômico O trabalho de Bohr concentrou-se no átomo de hidrogênio. Considerações: - o elétron se move ao redor do núcleo em órbitas circulares e estáveis; -durante o giro, o elétron não emite nem absorve energia, apresentando determinada quantidade de movimento, denominada de momento angular. Através de cálculos matemáticos pode-se estimar o raio de cada órbita. Para o nível de energia 1 (n=1, para o átomo de hidrogênio que apresenta apenas 1 próton no núcleo), que corresponde a primeira órbita, é denominada raio de Bohr. Sendo que para diferentes valores de n, os raios são múltiplos do raio de Bohr. • Este fato levou Bohr a concluir que os níveis de energia são quantizados, isto é, assumem somente valores bem definidos. Evolução histórica do modelo atômico Evolução histórica do modelo atômico O átomo atual O modelo atômico de Bohr (1913), o átomo era formado por um núcleo compacto com carga positiva. Essa visão foi deixada de lado com o descobrimento dos prótons e dos nêutrons. •Rutherford (1920) demonstrou a existência de uma partícula que tem massa muito maior do que o elétron e tem carga igual de mesma grandeza, mas de sinal oposto, sinal positivo, que ele denominou prótons. Evolução histórica do modelo atômico Rutherford concluiu que, embora os prótons contivessem toda a carga do núcleo, eles sozinhos não podem compor a massa. Pois verificaram que a massa nuclear era inferior (era a metade) à observada, se fosse considerada apenas a massa do número de prótons. Rutherford e colaboradores, conseguiram uma explicação coerente com os resultados experimentais e para justificar a estabilidade do núcleo, propôs a existência de uma espécie sem carga e com massa similar ao próton, chamada de nêutron (partícula de carga zero com massa igual ao do próton). Evolução histórica do modelo atômico Pode-se descrever um átomo como apresentando um núcleo central (muito pequeno) mas que contém a maior parte da massa do átomo e é circundado por uma enorme região extranuclear contendo elétrons (carga -1). O núcleo contém prótons (carga +1) e nêutrons (carga 0). O átomo como um todo não tem carga devido ao número de prótons ser igual ao número de elétrons. Um átomo individual é geralmente identificado especificando dois números inteiros: o número atômico, Z, e o número de massa, A. O número atômico, Z, é o número de prótons no núcleo. O número de massa, A, é o número total de prótons mais nêutrons no núcleo. Evolução histórica do modelo atômico • Assim, por exemplo, para o átomo de hidrogênio, Z=1, o que nos diz que o núcleo de um átomo de hidrogênio tem 1 próton. O Hélio tem Z=2, logo, seu núcleo contém 2 prótons. • Um átomo específico é identificado pelo símbolo do elemento com número atômico Z como um índice inferior e o número de massa como um índice superior. Assim, A Z X Indica um átomo do elemento X com número atômico Z e número de massa A. Ex. 168O ou simplesmente 16O, porque todos os átomos de um mesmo elemento tem o mesmo número atômico, porque todos têm o mesmo número de prótons no núcleo. Evolução histórica do modelo atômico Átomos, moléculas e íons: Átomos e moléculas possuem o mesmo número de cargas negativas e positivas no seu estado fundamental, tendo portanto uma carga nula. Quando uma molécula ou um átomo perde ou ganha um ou mais elétrons, adquire uma carga líquida não nula, tornando-se um íon. Quando ocorre uma perda de elétrons, o íon formado é chamado de cátion e a carga positiva resultante é igual ao número de elétronsperdidos. Ex: Na+, Mg2+, etc Da mesma forma, uma molécula ou átomo que ganha elétrons adquire carga resultante negativa, tornando-se um ânion. Ex: Cl-, O2- Dualidade Partícula-onda para o elétron Embora o modelo de Bohr tenha contribuído para a compreensão da estrutura do átomo, de Broglie sugeriu, em 1924, um caráter partícula- onda para o elétron, ou seja, que todas as partículas deveriam ser entendidas como tendo propriedades de ondas. Os elétrons (e a matéria, em geral) têm características de onda e de partícula. Experimentos de difração de elétrons realizados por Davison e Germer, confirmaram a característica ondulatória para o elétron. O comprimento de onda (λ) do elétron foi estimado ser 1,65 Å, estando de acordo com as previsões teóricas realizadas por de Broglie. Evolução histórica do modelo atômico A energia de uma partícula-onda pode ser descrita pelas equações de Einstein e de Planck. Eq. de Einstein: E = mc2 Eq. de Planck: E=hν = h(c/λ) Igualando as duas eq. tem-se a equação evidenciando que na matéria a massa está relacionada com um comprimento de onda: λ= h/ mc O fato do elétron apresentar uma característica ondulatória serviu de base para uma revolução na química. Com a teoria quântica os elétrons passaram a ser descritos por números quânticos. Evolução histórica do modelo atômico Evolução histórica do modelo atômico O princípio da incerteza de Heisenberg (1927) “é impossível conhecer simultaneamente e com certeza a posição e o momento (mxv) de uma pequena partícula, tal com um elétron.” • O ponto crucial do princípio da incerteza é que, para se saber algo sobre a posição e o momento de uma partícula, temos que interagir de qualquer maneira com esta partícula. Entretanto, ao interagirmos modificamos a velocidade e a posição do que seria antes de interagir. • O problema não é tão importante para objetos comparativamente maiores como, fragmentos de rochas, bolas de beisebol ou partículas de pó, pois nestes casos a incerteza de Heisenberg associada a cada medida é considerada desprezível em relação à grandeza da própria medida.
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