MODELOS E ESTRUTURA DO ÁTOMO

Esta é uma pré-visualização de arquivo. Entre para ver o arquivo original

*
*
*
ATOMÍSTICA
*
Índice
 Modelo Atômico de Thomson
http://www.cienciaonline.com/wp-content/uploads/2007/07 
*
*
*
A palavra ÁTOMO foi usada na Grécia Antiga (400 aC.) pelos filósofos Leucipo e Demócrito para se referir às menores partículas constituintes da matéria.
Primeiros Modelos Atômicos
não divisível
Modelo Atômico de Dalton (1803) – A teoria proposta pelo físico e químico inglês John Dalton afirmava:
 a indivisibilidade e a indestrutibilidade dos átomos (os átomos não podem ser divididos em partes menores e se preservam nas transformações químicas);
 que há vários tipos de átomos e cada tipo constitui um elemento químico, o qual é caracterizada por seu peso atômico;
 um composto químico resulta da combinação de átomos de mais de um elemento, nas reações químicas.
Veja a biografia de Dalton (www.ser.com.br) – Busca Almanaque Abril
*
*
Modelo Atômico de Thomson
Os estudos relativos à natureza elétrica da matéria no século XVIII levaram o cientista inglês Joseph John Thomson, em 1898, a propor um novo modelo para o átomo. O modelo atômico de Thomson era semelhante a uma bolha gelatinosa carregada positivamente, tendo cargas negativas – denominadas elétrons – incrustadas em sua superfície, o que o tornava eletricamente neutro.
No modelo de Thomson (“pudim de passas”) o átomo era uma partícula dotada de carga positiva com pequenas partículas negativas (elétrons) incrustadas.
*
*
Veja a biografia de Rutherford (www.ser.com.br) – Busca Almanaque Abril
Num experimento idealizado para provar o modelo de Thomson, o cientista neozelandês Ernest Rutherford (1910) acelerou partículas  (carga positiva) contra uma finíssima folha de ouro e das observações deste experimento propôs um novo modelo: - o átomo não era maciço, mas constituído por grandes espaços vazios; - o átomo possui um núcleo pequeno e maciço carregado positivamente; - o núcleo é cercado por uma região denominada eletrosfera, onde estão as partículas.
Modelo Atômico de Rutherford
Protótipo do experimento de Rutherford
*Os nêutrons só foram descobertos em 1932, pelo físico inglês James Chadwick.
*
*
Partículas Subatômicas
Número atômico (Z): é o total de prótons de um átomo;
Número de Massa (A): é total de prótons e nêutrons de um átomo.
O número atômico é a propriedade que identifica o elemento químico. Átomos do mesmo elemento químico têm o mesmo número atômico.
Representação de um elemento químico:
X = símbolo do elemento químico
A = nº de massa do elemento
Z = nº atômico do elemento
Exemplo:
P
31
15
(fósforo)
*
*
Semelhanças de Composição Atômica
U
235
92
U
237
92
NÊUTRONS
ELÉTRONS
PRÓTONS 
Ca 
40
20
P
31
15
S
32
16
Ar
40
18
A
e
e
e
92
92
20
18
15
16
 15
16
18
20
92
92
 143 
145
20
22
 16 
16
40
40
235
237
31
32
ISÓTOPOS
ISÓBAROS
ISÓTONOS
*
*
O Estudo da Eletrosfera 
Modelo Atômico de Bohr (1913) – o dinamarquês Niels Bohr propôs um novo modelo que complementou e corrigiu o modelo de Rutherford. As alterações diziam respeito especialmente à eletrosfera do átomo:
 os elétrons giram em órbitas circulares em torno do núcleo, como níveis de energia em quantidades definidas. - na translação os elétrons não perdem energia; - ao receber energia externa (por exemplo, calor) em quantidade suficiente o elétron “salta” para um nível de maior energia e quando retorna ao seu original, devolve a energia recebida (por exemplo, na forma de luz).
As órbitas percorridas pelos elétrons são chamadas de camadas eletrônicas ou níveis de energia. O maior átomo conhecido possui 7 camadas eletrônicas.
*
*
Distribuição Eletrônica 
Em 1915, o alemão Arnold Sommerfeld propôs que cada nível de energia da eletrosfera estava dividido em 4 subníveis, e o norte-americano Linus Pauling propôs um diagrama para demonstrar a ordem com que os elétrons de um átomo ocupam os níveis e subníveis de energia.
No diagrama de Pauling os níveis de energia são representados por números de 1 a 7, e os subníveis, pelas letras s, p, d e f.
Os elétrons preenchem as camadas em ordem crescente de energia.
*
*
Tabela Periódica
Organização dos elementos na ordem crescente de massas atômicas.
É um sistema que organiza os elementos químicos agrupando-os de acordo com a semelhança nas propriedades químicas.
A Tabela Periódica atual organiza os elementos químicos na ordem crescente de números atômicos. Nela, os elementos são distribuídos em 18 colunas verticais (denominadas grupos ou famílias) e 7 linhas horizontais (denominadas períodos).
Dimitri Mendeleev (1869)
O número do período corresponde ao número de camadas eletrônicas (ou níveis de energia) do átomo.
Ex.: Na (Z=11): 1s2 2s2 2p6 3s1
3 camadas eletrônicas
3º período da tabela periódica
Veja a biografia de Mendeleev (www.ser.com.br) – Busca Almanaque Abril
*
*
Veja a tabela periódica no portal: www.ser.com.br 
Elementos representativos
Propriedades semelhantes (elementos do mesmo grupo) Subnível mais energético: s ou p Extremidades da tabela periódica.
Elementos de transição
Propriedades transitórias entre os representativos da direita e da esquerda da tabela Subnível mais energético: d Centro da tabela periódica.
Elementos de transição interna
Subnível mais energético: f Estão deslocados da tabela. Lantanídeos: iniciam com o Lantânio. São sólidos prateados, bastante reativos. Actinídeos: iniciam com o Actínio. São radioativos.
Classificação dos Elementos
*
*
Propriedades Periódicas
(1) Raio Atômico (RA): propriedade que indica a distância (em nanometros*) entre o núcleo do átomo e a camada mais externa da eletrosfera.
Num mesmo grupo o RA aumenta de cima para baixo, pois neste sentido aumenta o nº de camadas eletrônicas dos átomos.
Num mesmo período o RA aumenta da direita para a esquerda, pois neste sentido diminui o nº de prótons e, consequentemente, a atração nuclear pelos elétrons das camadas mais externas também diminui.
RA aumenta
RA aumenta
*nanometro (nm) é uma unidade de medida. Ex.:1 nm = 10-9 m.
RA
*
*
Propriedades Periódicas
(2) Energia de Ionização (EI): é a energia necessária para “arrancar” um elétron de um átomo isolado no estado gasoso. A Energia de Ionização aumenta com a diminuição do Raio Atômico.
(3) Afinidade Eletrônica (AE): é a tendência que um átomo apresenta de receber elétrons. A Afinidade Eletrônica aumenta com a diminuição do Raio Atômico.
EI aumenta
EI aumenta
AE aumenta
AE aumenta