1 - QUÍMICA, MODELOS ATÔMICOS

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)QUÍMICA
MODELOS ATÔMICOS
Brendo Batista Elamid
Conteúdo
MODELOS ATÔMICOS	3
O que é modelo atômico?	3
	Modelo de Dalton	4
	Modelo de Thompson	5
	Modelo de Rutherford	6
	Modelo de Bohr	8
	Modelo de Schrodinger	9
	Modelo de Broglie	9
	Princípio da incerteza de Heisenberg	10
	Modelo atual	10
MODELOS ATÔMICOS
Durante muito tempo, a constituição da matéria gerou curiosidade no homem. Desde a Antiguidade, filósofos tentavam descobrir como a matéria é formada.
Dois filósofos gregos, Demócrito e Leucipo, sugeriram que toda a matéria era formada por pequenos corpos indivisíveis.
Chamaram estes corpos de átomo. Em grego, a significa não e tomos significa divisível. Então, átomo era a última partícula, que não podia ser dividida.
Demócrito, pai da atomística
Nos anos 500 e 1500 da era cristã, surgiram entre os árabes e europeus os alquimistas. Seus trabalhos visavam obter o elixir da longa vida, para que o ser humano se tornasse imortal. Era a pedra filosofal, capaz de tornar qualquer metal em ouro.
No século XVI, surge a iatroquímica, uma doutrina médica que atribuía a causa química para tudo o que eu se passava no organismo.
Mais tarde, no século XVIII, nasceu a ideia de Química com os cientistas que estudaram as "Leis Ponderais", Lavoisier e Proust.
O que é modelo atômico?
Os modelos atômicos são teorias baseadas na experimentação feita por cientistas para explicar como é o átomo.
Os modelos não existem na natureza. São apenas explicações para mostrar o porquê de um fenômeno.
Muitos cientistas desenvolveram suas teorias. Com o passar dos tempos, os modelos foram evoluindo, até chegar ao modelo atual.
· Modelo de Dalton
O átomo de John Dalton era uma bolinha maciça e indivisível. Para ele, a matéria era formada por partículas que não podiam ser divididas, chamadas de átomos.
Seu trabalho era baseado nas Leis Ponderais de Proust e Lavoisier. Dalton utilizava círculos de mesmo diâmetro com inscrições para representar os átomos dos diferentes elementos químicos.
Assim, ele estabeleceu os postulados a seguir:
I) Todas as substâncias são constituídas de minúsculas partículas, denominadas átomos, que não podem ser criados e nem destruídos. Nas substâncias, eles se encontram unidos por forças de atração mútua.
II) II) Cada substância é constituída de um único tipo de átomo. Substância simples ou elementos são formados de "átomos simples", que são indivisíveis. Substâncias compostas são formadas por "átomos compostos", capazes de se decompor, durante as reações químicas, em "átomos simples".
III) III) Todos os átomos de uma mesma substância são idênticos na forma, no tamanho, na massa e nas demais propriedades; átomos de substâncias diferentes possuem forma, tamanho, massa e propriedades diferentes. A massa de um "átomo composto" é igual à soma das massas de todos os "átomos simples" componentes.
IV) IV) Os "átomos compostos" são formados por um pequeno número de "átomos simples".
· Modelo de Thompson
Em 1903, o físico Joseph John Thomson propôs um novo modelo atômico, baseado nas experiências dos raios catódicos, o qual chamou de elétrons.
Para Thomson, o átomo era uma esfera de carga elétrica positiva "recheada" de elétrons de carga negativa.
O modelo ficou conhecido como "pudim de passas". Este modelo derruba a ideia de que o átomo é indivisível e introduz a natureza elétrica da matéria.
Fonte portaltosabendo.com.br
O modelo de Thomson explica alguns fenômenos, como a corrente elétrica, eletrização por atrito, formação de íons e as descargas elétricas em gases.
· Modelo de Rutherford
Em 1911, o neozelandês Ernest Rutherford realizou uma importante experiência.
Ele pegou um pedaço do metal polônio (Po), que emite partículas alfa (α), e colocou em uma caixa de chumbo com um pequeno orifício.
As partículas alfa atravessavam outras placas de chumbo através de orifícios no seu centro. Depois atravessavam um lâmina muito fina (10-4mm) de ouro (Au).
Rutherford adaptou um anteparo móvel com sulfeto de zinco (fluorescente) para registrar o caminho percorrido pelas partículas.
O físico observou que a maioria das partículas alfa atravessava a lâmina de ouro e apenas algumas desviavam, ou até mesmo retrocediam.
A partir destes resultados, concluiu que o átomo não era uma esfera positiva com elétrons mergulhados nesta esfera. Concluiu que:
- o átomo é um enorme vazio;
- o átomo tem um núcleo muito pequeno;
- o átomo tem núcleo positivo (+), já que partículas alfa desviavam algumas vezes;
- os elétrons estão ao redor do núcleo (na eletrosfera) para equilibrar as cargas positivas.
O modelo atômico de Rutherford sugeriu então um átomo com órbitas circulares dos elétrons em volta do núcleo. Comparou o átomo com o Sistema Solar, onde os elétrons seriam os planetas e o núcleo seria o Sol.
Hoje, sabe-se que o átomo é 10.000 a 100.000 vezes maior que seu núcleo. Numa escala macroscópica, pode-se comparar um átomo com um estádio de futebol.
Se o átomo fosse o estádio do Maracanã, o seu núcleo seria uma formiga no centro do campo. Então o átomo é enorme em relação ao seu núcleo.
Porém, o átomo de Rutherford tem algumas falhas. Se o núcleo atômico é formado por partículas positivas, por que essas partículas não se repelem e o núcleo não desmorona?
Se as partículas são de cargas opostas, por que elas não se atraem? Os elétrons iriam perder energia gradualmente percorrendo uma espiral em direção ao núcleo e, à medida que isso acontecesse, emitiriam energia na forma de luz.
Mas como os elétrons ficam em movimento ao redor do núcleo sem que os átomos entrem em colapso?
Estas questões foram respondidas em 1932 por James Chadwick. Ele observou que o núcleo do berílio (Be) radioativo emitia partículas sem carga elétrica e com massa igual à dos prótons (+). Chamou esta partícula de nêutrons.
Surgia então, a terceira partícula subatômica. Agora, sabemos que no núcleo do átomo há prótons e nêutrons e na eletrosfera há elétrons.
Então estabeleceu-se esta relação:
	PARTÍCULA
	MASSA
	CARGA ELÉTRICA
	P
	1
	+1
	N
	1
	0
	É
	1/1836
	-1
Na tabela acima, pode-se verificar que o elétron é 1.836 vezes menor que a massa de um próton.
· Modelo de Bohr
O modelo do físico dinamarquês Niels Bohr tentava dar continuidade ao trabalho feito por Rutherford.
Para explicar os erros do modelo anterior, Bohr sugeriu que o átomo possui energia quantizada. Cada elétron só pode ter determinada quantidade de energia, por isso ele é quantizada.
O modelo de Bohr representa os níveis de energia. Cada elétron possui a sua energia. É comparado às orbitas dos planetas do Sistema Solar, onde cada elétron possui a sua própria órbita e com quantidades de energia já determinadas.
As leis da física clássica não se enquadram neste modelo. Quando um elétron salta de um nível menor para um nível mais elevado, ele absorve energia, e quando ele retorna para um nível menor, o elétron emite uma radiação em forma de luz.
Bohr organizou os elétrons em camadas ou níveis de energia. Cada camada possui um nome e deve ter um número máximo de elétrons.
Existem sete camadas ou níveis de energia ao redor do núcleo: K, L, M, N, O, P, Q.
Observe a tabela que mostra o nome das camadas, o seu número quântico e o número máximo de elétrons em cada.
	 
	n° quântico
	nº máximo de é
	K
	1
	2
	L
	2
	8
	M
	3
	18
	N
	4
	32
	O
	5
	32
	P
	6
	18
	Q
	7
	2
· Modelo de Schrodinger
Erwin Schrodinger foi um importante físico austríaco que desenvolveu uma equação de grande importância para o campo da Teoria Quântica, a Equação de Schrodinger.
O físico tentou descrever o movimento de onda, já que Louis De Broglie havia afirmado que a matéria se comportava como onda e como partícula (comportamento dualístico).
Chegou então à famosa equação que tomou seu nome, vindo a ser a fórmula básica da mecânica ondulatória, valendo-lhe a obtenção do prêmio Nobel, juntamente com o físico inglês Paul Dirac, em 1933.
· Modelo de Broglie
O cientista francês Louis de Broglie estudou a natureza das ondas dos elétrons. Pare ele, a matéria é formada ora por corpúsculos,as partículas, ora como onda.
Esta é a teoria da dualidade. Suas teorias foram baseadas nos estudos de Albert Einstein e também de Max Planck.
Ele introduz o conceito da mecânica ondulatória. Neste momento o elétron é visto como uma partícula-onda.
· Princípio da incerteza de Heisenberg
Segundo Werner Heisenberg, para encontrar a posição correta de um elétron, é necessário que ele interaja com algum instrumento de medida, como por exemplo uma radiação.
A radiação deve ter um comprimento de onda na ordem da incerteza com que se quer determinar esta posição.
Quanto menor for o comprimento de onda, maior é a precisão do local onde está o elétron.
Quando se consegue descobrir o local provável onde está o elétron, este elétron já não estará neste local.
· Modelo atual
Segundo Heisenberg, é difícil se prever a posição correta de um elétron na sua eletrosfera. Schrodinger, em 1926, calculou a região mais provável onde o elétron possa estar. Para essa região deu o nome de orbital.
Orbital – região do espaço que está ao redor do núcleo, onde há máxima probabilidade de se encontrar um elétron.
É importante ressaltar que não se pode ver um átomo isolado exatamente como foi descrito nos modelos atômicos. Algumas técnicas utilizadas por supercomputadores mostram manchas coloridas, mostrando a localização dos átomos de um determinado material. Essas imagens são obtidas por um microscópio de tunelamento, que pode aumentar até 28 milhões de vezes.
De acordo com o modelo de Rutherford-Bohr, o átomo apresenta níveis de energia ou camadas energéticas, onde cada nível possui um número máximo de elétrons. O número do nível representa o número quântico principal (n).
Cada nível está dividido em subníveis de energia s, p, d, f. Representam o número quântico secundário ou azimutal (l).
	SUBNÍVEL
	S
	p
	d
	f
	NÚMERO QUÂNTICO
	0
	1
	2
	3
	NÚMERO MÁX DE é
	2
	6
	10
	14
O subnível indica a forma da região no espaço onde está o elétron. As siglas s, p, d, f vem das palavras em inglês sharp, principal, diffuse e fine, respectivamente.
Número máximo de elétrons em cada subnível:
K = 1 ; 1s²
L = 2 ; 2s²   2p6
M = 3 ; 3s²  3p6 3d10
N = 4 ; 4s²  4p6 4d10 4f14
O = 5 ; 5s²  5p6 5d10 5f14
P = 6 ; 6s²  6p6 6d10
Q = 7 ; 7s²
O esquema acima mostra a notação utilizada para indicar o número de elétrons em um nível e em um subnível.
Exemplos:
1s² - 2 é no subnível s do nível 1 (K)
2p3  - 3 é no subnível p do nível 2 (L)
5d6 – 6 é no subnível d do nível 5 (O)
Os orbitais são identificados pelo número quântico magnético (m). Indica a orientação desse orbital no espaço. Para cada valor de “l” (subnível), m assume valores inteiros que variam de – l ..., O,... +l
Assim:
s – 1
p – 3
d – 5
f – 7
Cada orbital é representado simbolicamente por um quadradinho. Então eles podem ser assim:
	-3
	-2
	-1
	0
	+1
	+2
	+3
Cada orbital pode conter no máximo dois elétrons. Mas, se os elétrons são cargas negativas, por que eles não se repelem e se afastam?
Se os elétrons giram no mesmo sentido ou em sentido contrário, eles criam campo magnético que os repelem ou os atraem. Essa rotação é chamada de SPIN, palavra em inglês derivada do verbo to spin, que significa girar.
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