Aula2 - TEORIA ATÔMICA II

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ATIVIDADE ACADÊMICA: QUÍMICA GERAL 
ESTRUTURA DO ÁTOMO 
PROF.: Gabriel Meneghetti Faé Gomes 
 
 
TEORIA ATÔMICA 
No universo macroscópico, observamos que, na natureza, a partir das observações dos 
materiais, substâncias exibem inúmeros comportamentos e propriedades, que são, 
primeiramente, relacionadas com a composição elementar que as constitui. 
 
Para chegar nestas relações, o primeiro passo a ser percorrido é entender como é a estrutura 
dos átomos que constituem os elementos para, em um segundo momento, a partir da sua 
distribuição eletrônica, chegar às explicações dos seus comportamentos. 
 
Para tanto, o entendimento do desenvolvimento da Teoria Atômica é realizado a seguir com o 
estabelecimento dos postulados dos principais cientistas responsáveis pelo entendimento do 
átomo e seu comportamento. 
 
MODELO ATÔMICO DE DALTON – Final do Século XIX 
Apesar do fato de os primeiros relatos do estudo da composição da matéria datar ainda da 
Grécia Antiga, foi apenas no Século XVII que a palavra átomo, que vem do grego e significa 
indivisível, apareceu no mundo científico, quando ainda se especulava que o mundo material 
deveria ser constituído por partículas indivisíveis muito pequenas. 
 
Neste momento, a partir do estudo das propriedades dos gases, o desenvolvimento do átomo 
surgiu. A base da Teoria Atômica foi estabelecida quando começaram a medir a quantidade de 
matéria que reagia com outra para formar uma nova substância. Após uma série de 
experimentos John Dalton postulou que: 
 
1. Cada elemento é composto de partes extremamente pequenas chamadas de átomos; 
2. Todos os átomos de um dado elemento são idênticos; 
3. Os átomos não são criados nem destruídos; 
4. Os compostos são formados quando mais de um elemento se combina. 
Tais postulados viam o átomo como os componentes básicos da matéria. Mais ainda, a partir 
da teoria de Dalton, algumas leis referentes a combinações químicas puderam ser explicadas, 
como: 
 Lei da Composição Constante: em determinado composto, o número relativo de 
átomos e seus tipos são constantes. 
 Lei da Conservação da Massa: a massa total dos compostos antes e depois de uma 
reação química á constante. 
 
O átomo que Dalton propôs não era nada mais que uma partícula pequena e indivisível:
 
 
THOMPSON – Século XVII 
Ainda no Século XVII, a descarga elétrica de gases em tubos parcialmente evacuados estava 
sendo estudada. Nestes tubos um gás parcialmente evacuado está dentro de tubos de vidro 
com dois eletrodos metálicos. Quando uma voltagem suficientemente elevada é aplicada aos 
eletrodos, um raio catódico flui do cátodo (eletrodo negativo) para o ânodo (eletrodo 
positivo). Cabe ressaltar que o feixe observado é atraído por placas carregadas positivamente. 
 
 
Um cientista britânico, Sir Joseph Thompson, aplicou campos elétricos e magnéticos 
simultaneamente sobre feixes de raios catódicos, como mostram as figuras acima. 
Balanceando o campo com outro campo magnético, e usando leis da eletricidade e do 
magnetismo, ele calculou a relação carga da partícula/massa para o feixe. 
Com isso, ele postulou que os átomos são compostos por partículas menores, carregadas 
negativamente, e provou a existência dos elétrons. O modelo atômico sofreu, então, um 
pequeno desenvolvimento, chegando a uma esfera de carga positiva com partículas negativas 
(elétrons) distribuídas: 
 
 
 
MILLIKAN – Meados do Século XX 
A determinação da carga de elétron, porém, só ocorreu a partir de um experimento do físico 
americano Robert Andrews Millikan. Neste, minúsculas gotas de óleo atomizadas foram 
introduzidas em uma câmara. Na passagem das gotas de óleo para uma segunda câmara, as 
mesmas passaram a sofrer influência de raios X, o que fez com que as mesmas adquirissem 
carga. Se a carga elétrica nas duas extremidades desta segunda câmara fosse ajustada, a força 
atrativa que puxava as gotas para cima poderia balancear a força da gravidade. 
 
Com isso, foi observado e calculado que as gotas possuíam cargas de um múltiplo inteiro de 
1,60 x 10-9 C. Esta foi determinada então como a carga do elétron. Sendo assim, a massa do 
elétron poderia agora ser determinada: 9,109383 x 10- 28g. 
RUTHERFORD – Meados do Século XX 
No começo do Século XX, estudos mostraram que alguns átomos emitiam, espontaneamente, 
radiações de elevada energia, o que chamaram de radioatividade. Subsequentes estudos 
evidenciaram que as partículas radioativas emitidas por alguns átomos eram de três tipos: alfa 
(α), beta (β) e gama (γ). As partículas alfa possuem carga e massa, as partículas beta possuem 
apenas carga -1, como a carga de um elétron e as partículas gama não possuem carga nem 
massa, sendo de energia e penetração extremamente elevada. 
Ernest Rutherford e outros colaboradores, em um experimento com bombardeio de partículas 
alfa em laminas de ouro, observaram que muitas partículas passavam sem dispersão, outras 
sofriam refração e outras eram refletidas: 
 
 
Para explicar as observações, Rutherford postulou que a maioria da massa do átomo e todo a 
sua carga positiva residem em uma região muito pequena e extremamente densa, o que ele 
chamou de núcleo, composto por partículas com carga 1+, chamadas de prótons. A maior 
parte do volume total do átomo é espaço vazio, no qual os elétrons movem-se ao redor do 
núcleo. Com isso, temos o modelo atômico de Rutherford: 
 
Estudos posteriores ainda evidenciaram que o núcleo também é composto por partícula de 
massa, porém sem carga, que foi chamada de nêutron. 
MODELO ATÔMICO MODERNO 
A partir dos experimentos e consequentes postulados descritos, já podemos raciocinar acerca 
da estrutura do átomo considerando os seus principais componentes: 
Próton: partículas positivas com carga +1 e massa. 
Nêutron: partícula sem carga e com massa igual à carga do próton. 
Elétron: partículas com massa aproximadamente igual a 1/2000 vazes a massa de próton e 
carga -1 que orbita ao redor do núcleo. 
Núcleo: região extremamente densa e pequena onde está quase que a totalidade da massa do 
átomo, porém uma pequena fração do seu volume. 
Importante comentar que o número de prótons e elétrons é igual em um átomo, isto é, os 
átomos possuem carga líquida igual a zero. 
Resumindo... 
Partícula Carga Massa (u) Região 
Próton +1 1,0073 Núcleo 
Nêutron 0 1,0087 Núcleo 
Elétron -1 5,486 x 10-4 Órbita 
 
 
 
 
NÚMERO ATÔMICO E MASSA ATÔMICA 
Número atômico: todos os átomos de um mesmo elemento têm o mesmo número de prótons 
no núcleo. O número de prótons do núcleo é o seu número atômico, representado por “Z”. 
Como exemplo, 
o Hidrogênio, elemento mais simples, tem apenas 1 próton e Z = 1 → 1H 
o Hélio tem 2 prótons, ou Z = 2 → 2He 
o oxigênio tem 8 prótons, ou Z = 8 → 8O. 
A Tabela Periódica lista os elementos conhecidos pelo número atômico crescente. 
Massa atômica: uma unidade de massa atômica, 1u, corresponde à soma do número de 
prótons e do número de elétrons. 
Como exemplo, 
o átomo de oxigênio tem 8p (prótons) e 8n (nêutrons), portanto massa atômica igual 16u, ou 
8
16O. 
O átomo de sódio (Na) de 11p e 12, portanto massa atômica igual 23u, ou 11
23Na 
Como já visto acima, representa-se um átomo X com seu número atômico Z e sua massa 
atômica A: Z
AX. 
EXERCÍCIOS – ESTRUTURA DO ÁTOMO 
1. A partir da tabela: 
Espécie genérica N° de nêutrons N° de prótons N° de elétrons 
X 20 17 17 
Y 17 17 18 
Z 78 79 78 
W 18 18 18 
a. Quais átomos são de espécies neutras? 
b. Temos algum isótopo? 
c. Temos algum íon? 
d. Qual é a massa atômica de cada átomo? 
 
2. Em 1841, um cientista chamado Mosander anunciou a descoberta de um novo 
elemento químico, queele chamou de didímio. Esse nome, que vem do grego e significa 
“gêmeo”, foi dado porque, de acordo com seu descobrimento, esse elemento sempre aparecia 
nas mesmas rochas que o lantânio, como se fosse seu irmão gêmeo. Contudo, em 1885, outro 
cientista, chamado Von Welsbach, mostrou que o didímio não era um elemento e sim uma 
mistura de dois elementos químicos. Ele chamou um desses novos elementos de neodímio – 
“o novo gêmeo” – e o outro de praseodímio – “o gêmeo verde”. A tabela a seguir menciona 
átomos desses elementos presentes na natureza. 
 
Átomo Representação 
Praseodímio-141 59
141Pr 
Neodímio-142 60
142Nd 
Neodímio-144 60
144Nd 
Neodímio-146 60
146Nd 
a. Quais desses átomos são isótopos? 
b. Quais desses átomos têm o mesmo número de massa? 
c. Quais desses átomos têm o mesmo número de nêutrons? 
 
3. Quantos elétrons, prótons e nêutrons existem no átomo de: 
a. Mg-24 
b. Sn-19 
c. Tório-232