Aula 02 - Uma breve passagem pela Atomística

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QUÍMICA GERAL
Aula 02 - Uma breve passagem pela Atomística
Autor: EXATAS para Engenheiros Data: 23 de dezembro de 2020.
1 A primeira ideia de átomo
De que são constituídos o ferro, o ouro, a água, enfim os diversos materiais que conhece-
mos? Esta questão foi motivo de reflexão dos filósofos gregos que viveram por volta de 400
a.C..
Estes filósofos imaginavam o seguinte: se tomarmos um pedaço de metal, poderemos dividi-
lo em duas partes. Se cada uma das partes sofresse sucessivas divisões, chegaríamos a uma
partícula que não poderia ser mais dividida. Esta partícula indivisível e muitíssimo pequena foi
chamada ÁTOMO (vem do grego, o "A"é uma negação, "tomo"significa corte ou divisão, ou
seja, "que não pode ser dividido").
Este grupo de filósofos gregos imaginava que a matéria pudesse sofrer um número muitís-
simo grande de divisões até que se chegasse a uma unidade que se conservasse inteira (átomo),
isto é, sem possibilidade de nova divisão.
Note, porém, que Demócrito e os demais gregos, que defendiam a ideia do átomo, não o
fizeram com base em um trabalho experimental (prático); suas deduções eram filosóficas, isto
é, eram fruto de um raciocínio abstrato.
Esta ideia de átomo, no entanto, foi usada por alguns cientísticas importantes nos séculos
seguintes.
2 Teorias atômicas
2.1 O Modelo Atômico de Dalton
Com base nas Leis Ponderais vistas na Aula 01, Dalton publicou uma teoria no início do
século XIX. A Teoria de Dalton serviu para explicar as Leis Ponderais.
Os pontos básicos de sua teoria são:
• A matéria é constituída de unidades pequenas e indivisíveis (que mantém suas caracterís-
ticas individuais), chamadas átomos.
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• Os átomos podem se unir uns aos outros formando "átomos compostos" (estes correspon-
dem ao que chamamos hoje de moléculas).
• Átomos de um mesmo elemento têm propriedades iguais (mesma forma, massa etc.).
• As reações químicas podem ser encaradas como processos em que ocorrem uniões e
separações de átomos.
O átomo de Dalton foi, ao contrário dos gregos, consequência de trabalho experimental.
Dalton propôs sua Teoria Atômica como um conjunto de hipóteses que explicavam as Leis
Ponderais conhecidas na época. Porém, tanto o átomo dos gregos, quanto o de Dalton não foram
vistos, já que são partículas muitíssimo pequenas e invisíveis.
Podemos imaginar o átomo de Dalton como uma pequeníssima esfera maciça:
Figura 1: Modelo Atômico de Dalton.
Alguns fenômenos que foram observados após a formulação da Teoria de Dalton, não pude-
ram ser explicados através dela. Por esse motivo, foram surgindo novos modelos (Teorias). No
entanto, associar átomo a esfera maciça pode nos ser útil até hoje, servindo para que se entenda
uma série de conceitos.
2.2 O Modelo Atômico de Thomson
Com o estudo de descargas elétricas em gases rarefeitos, foi possível para alguns pesqui-
sadores determinar que a matéria é constituída por partículas que apresentam cargas elétricas
contrárias. Por convenção, uma delas foi chamada de positiva e outra de negativa.
O fato de a matéria ter natureza elétrica pode ser observado, por exemplo, quando se fric-
ciona um pente no cabelo seco. O pente passará a atrair os fios do cabelo, já que um adquire
carga negativa e outro, positiva.
Thomson baseado em suas pesquisas propôs em 1898 um primeiro modelo mais detalhado
do átomo. Ele supôs que o átomo fosse uma esfera de cargas positivas, na qual os elétrons
estivessem espalhados como se fossem passas num pudim.
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Figura 2: Modelo Atômico de Thomson.
A maior parte da massa do átomo estaria nas partículas positivas, já que as partículas nega-
tivas têm uma massa muito pequena.
Segundo Thomson, a densidade do átomo seria uniforme, isto é, a massa seria igualmente
distribuída por todo o volume.
O átomo como um todo seria neutro, porque:
Carga total positiva = carga total negativa.
2.3 O Modelo Atômico de Rutherford
Em 1911, E. Rutherford realizou uma série de experiências envolvendo radiatividade1 que
serviram para testar o modelo de Thomson.
Com suas experiências, Rutherford abandonou a hipótese de Thomson de que a distribuição
de partículas positivas e negativas se dava de forma homogênea.
Para explicar seus resultados experimentais, este cientística propôs o seguinte modelo:
Figura 3: Modelo Atômico de Rutherford.
1Radiatividade - Fenômeno pelo qual os átomos emitem radiações. Foi baseado nos estudos de radiatividade
que o homem construiu a bomba de cobalto, a bomba atômica etc.
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O modelo de Rutherford, assim como os posteriormente propostos, são modelos nucleares,
que têm como característica a concentração da massa do átomo num pequeníssimo volume
chamado núcleo.
Algumas conclusões experimentais importantes que Rutherford tirou foram:
• O raio do átomo é muitíssimo maior que o raio de seu núcleo valendo a relação:
100.000 >
Raio do atomo
raio do nucleo
> 10.000 (1)
Se o núcleo crescesse até atingir o tamanho de uma cabeça de alfinete, o átomo teria um
raio entre 5 m e 50 m.
• O núcleo concentra praticamente toda a massa do átomo (num pequeníssimo volume) e
tem carga positiva.
• Em consequência da relação raio do atomoraio do nucleo e do fato de a massa do elétron ser muito pe-
quena quando comparada com o núcleo, podemos dizer que a matéria possui alguns pon-
tos de grande densidade (núcleo) entre os imensos "vazios"onde encontramos os elétrons.
Bohr foi um cientista que complementou a proposta de Rutherford e conseguiu justificar a
estabilidade do átomo.
Ele propôs que os elétrons giravam ao redor do núcleo em camadas eletrônicas ou níveis de
energia. Neste movimento, segundo ele, os elétrons não perderiam energia.
Figura 4: Modelo Atômico de Rutherford-Bohr.
O átomo constituído de núcleo e elétrons girando em diversos níveis é conhecido por modelo
de Rutherford-Bohr.
No núcleo existem diversas partículas, sendo as mais importantes os prótons e os nêutrons
(estes últimos descobertos por Chadwick em 1932).
Características das principais partículas constituintes do átomo:
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• Núcleo
– Prótons (p+): Partículas de carga elétrica positiva.
– Nêutrons (n0): Partículas sem carga elétrica, de massa praticamente igual à do pró-
ton.
• Eletrosfera
– Elétron (e−): Partículas com carga elétrica negativa, de massa aproximada 11840 da
massa do próton; sua carga elétrica é igual à do próton, apesar do sinal contrário.
Em resumo, se fizermos as relações:
massa do eletron
massa do proton
=
1
1840
(2)
massa do proton
massa do neutron
= 1 (3)
2 |carga do proton|
|carga do eletron|
= 1 (4)
Teremos:
PARTÍCULAS MASSA RELATIVA CARGA RELATIVA
PRÓTON (p+) 1 +1
NÊUTRON (n0) 1 0
ELÉTRON (e−) 11840 -1
No átomo (neutro): número de prótons = número de elétrons.
A massa de um elétron é desprezível em relação à massa do próton ou do nêutron.
A massa do elétron pode ser desprezada, quando comparada com a do próton, pois é alguma
coisa semelhante a se relacionar o peso de um elefante com o de um papagaio.
Se tivermos um átomo neutro com 13 prótons, teremos também 13 elétrons.
Como a massa dos elétrons é desprezível em relação à dos prótons e à dos nêutrons, a massa
desse átomo será praticamente igual à dos 13 prótons mais a dos nêutrons que ele possuir (por
exemplo: 14 nêutrons).
Atomo X (neutro) =

13p+
13e− massa de X = massa de 13p+ + masa de 14n0
14n0
2Os sinais || indicam que está se usando o valor em módulo, isto é, sem sinal (+ ou -).
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