1 - Modelos e estruturas atômicas

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Modelos e estruturas atômicos
Átomo: menor componente de toda a matéria existente; tenha que
matéria é tudo que apresenta massa ou ocupa lugar no espaço. o 
átomo começou a ser discutido ainda na Grécia Antiga pelos fillósofos.
Seus postulados foram: toda matéria é constituída por mi-
núsculas partidas chamadas de átomos; os átomos de um
determinado elemento são idênticos em massa e apresen-
tam as mesmas propriedades químicas; átomos de ele-
mentos diferentes apresentam massa e propriedades dife-
rentes; as reações químicas comuns não passam de uma
reorganização dos átomos; os compostos são formados 
pela combinação de átomos de elementos diferentes em
proporções fixas; 
As ideias de Dalton conseguiram explicar a Lei de Lavoisier
(conservação da massa) e a Lei de Proust (proporção de-
finida - a proporção se mantém constante mesmo que as
quantidades de reagentes e produtos sejam alteradas);. 
Modelo de Dalton - 1808 = Bola de Bilhar
Ao estudar a trajetória de partículas alfa (α), que são partí-
culas positivas, emitidas pelo elemento radioativo polônio, 
bombardeou uma fina lâmina de outro. Percebeu que a
maioria das partícula α atravessa a lâmina de ouro sem so-
frer desvio em sua trajetória, que algumas sofriam desvio
e que, outras, em número muito pequeno, batiam na lâmi-
na e voltavam. 
A partir disso, ele concluiu que existem grandes espaços
vazios no átomo, já que a maioria das particulas atravessou
a lâmina; o átomo possui uma região central onde está
concetrada sua massa, chamada de núcleo - foi nessa regi-
ão que as partículas se chocaram e retornaram; o núcleo 
apresenta carga positiva, pois repeliu a partícula alfa que 
também possui carga positiva;
Ele também imaginou que, ao redor do núcleo, estariam
girando os elétrons, uma vez que se estivessem parados,
acabariam se chocando com o núcleo positivo devido à
atração eletrostática; 
Em resumo, o átomo seria semelhante ao Sistema Solar, 
sendo uma particula muito pequena composta de duas
regiões: uma interna (núcleo), onde estaria concentrada
quase toda a massa do átomo, representada por partículas
chamadas de prótons, descobertas por Eugen Goldstein
em 1886 e de carga elétrica positiva; e outra externa (ele-
trosfer), onde estariam os elétrons, minúsculas partículas 
negativas girando ao redor do núcleo; ela é cerca de 10 mil
a 100 mil vezes maior que o tamanho do núcleo; 
Modelo de Rutherford - 1911 - Sistema Solar
Utilizou uma ampola de Crookes, tubos de vidro fe-
chados com um eletrodo positivo (ânodo) e outro 
negativo (cátodo), contendo gases a pressões extre-
mamente baixas.
Submeteu os gases a voltagens elevadíssimas e repa-
rou que surgiu uma luminescência (emissão de luz 
por uma substância quando submetida a algum estí-
mulo) na parede oposta ao cátodo; Thomson 
chamou isso de raios catódicos. 
Em seguida, colocou um campo elétrico externo e 
verificou que o feixe de raios catódicos era desviado, 
indo na direção e sentido da placa carregada positiva-
mente. Assim, ele concluiu que as emissões possuíam
cargas negativas. 
Além disso, não importava o gás utilizado, sempre
ocorria o mesmo; assim, ele percebeu que estas car-
gas negativas estavam presentes em toda e qualquer
matéria, sendo parte integrantes delas e que o atomo
não era indivisível, pois possuia uma partícula subatô-
mica negativa, que ficou denominada elétron. 
Seu novo modelo atômico: o átomo era uma esfera
formadsa por ‘’pasta’’ positiva ‘’recheada’’ de elétrons
de carga negativa; 
O Modelo de Rutherford tinha sido um grande passo, 
mas não conseguiu explicar o fato de os elétrons gi-
rarem ao redor do núcleo: pelas leis da Física Clás-
sica, este modelo não poderia existir, pois, segundo
o eletromagnetismo, os elétrons, como qualquer car-
ga em movimento acelerado, ao girar ao redor do
núcleo, emitiria radiação e perderia energia; assim, o
elétron deveria gradativamente aproximar-se do nú-
cleo, até finalmente chocar-se contra ele e acabar
com o átomo; 
Outro fato não explicado foi o dos espectros atômi-
cos (ou desconstínuos) - os átomos, quando subme-
tidos à baixa pressão e sob alta tensão (dentro de
uma lâmpada na forma gasosa), não emitiam um es-
pectro contínuo, somente algumas linhas coloridas e
permanecendo o resto totalmente escuro (conside-
rando somente o espectro visível ao olho humano) -
naquela época, qualquer fonte luminosa apresentava
espectro contínuo. 
Modelo de Thomson - 1897 = Pudim de Passas
Modelo de Bohr- 1913 - Modelo Quântico
Modelo de Dalton
Modelo de Thomson
Cada elemento tem um espectro característico
Isótopos
Bohr aprimorou o modelo de Rutherford, utilizando a
teoria quântica de Max Planck: a energia não é emiti-
da de forma contínua, mas em pacotes chamados de
quantum de energia; seus postulados foram: o elétron
descreve uma órbita estacionária ao redor do núcleo,
sem emitir ou absorver energia; só ocupam níveis
que tenham uma determinada quantidade de energia;
ao saltarem de uma órbita estacionaria para outra, 
absorvem ou emitem energia em quantidade bem 
definida; ao retornar à órbita de origem, o elétron 
emite ou absorve um quantum de energia na forma
de luz de cor bem definida ou outra radiação eletro-
magnética, chamado de fóton (ultravioleta ou raios X);
Essa energia é exatamente igual à diferença de energia
entre as órbitas em questão. Esse novo modelo ficou
conhecido como modelo atômico de Rutherford-Bohr. 
Em um átomo eletricamente neutro (em equilíbrio de 
cargas), o número de prótons P é igual ao número de 
elétrons (E) -> P = E
O número atômico (Z) sempre coincide com o número 
de prótons (P) -> Z = P
O número de massa (A) se dá pela soma do número de
prótons (P) com o número de nêutrons (N) -> A = P + N
Para representar um átomo, convencionou-se que o nú
mero atômico na parte inferior esquerda do símbolo e o 
número de massa na parte superior esquerda ou direita.
O número de nêutrons do átomo deve ser descoberto
pela expressão N = A - P;
Elemento químico: conjunto de átomos com o mesmo
número atômico (Z). 
Em moléculas de água, nem todos os átomos 
de hidrogênio ou oxigênio presentes são iguais..
Isótopos são átomos com o mesmo número de
prótons (P = Z) e diferentes números de massa 
(A) e de nêutrons (N); como possuem o mesmo
Z, são átomos de um mesmo elemento químico.
A maioria dos elementos químicos é constituída
por dois ou mais isótos que ocorrem em diferen-
tes proporções e têm abundâncias naturais dife-
rentes.
OBS.: Isótopos pertencem sempre ao mesmo 
elemento químico, pois possuem o mesmo Z.
São, portanto, representados pelo mesmo sím-
bolo. O único caso em que os isótopos possuem
nomes e símbolos diferentes é o do hidrogênio:
Prótio: hidrogênio leve (H), quando combinado 
com compostos iônicos, este isótopo pode 
adquirir carga negativa ou positiva.
Deutério: hidrogênio pesado (D); é estável; 
possui apenas um nêutron e um próton em seu 
núcleo, sendo geralmente utilizado em processos
de fusão nuclear;
Tritério: este é o mais frequente e abundante 
dentre os tipos de isótopos. A estrutura do seu 
núcleo é composta por um próton e dois 
nêutrons, sendo altamente radioativo. Este 
isótopo é bastante utilizado em ambientes de 
fabricação de armas para realização de testes.
Isóbaros
Átomos com o mesmo número de massa (A) e diferentes
números de prótons e nêutros; são sempre átomos de ele-
mentos químicos diferentes;
Isótonos
Átomos com o mesmo número de nêutrons (N) e 
diferentes números de prótons (P) e de massa (A);.
também são sempre de elementos químicos diferentes;
Elemento químico
Arsênio Azul
Amarelo
Amarelo
Azul ou púrpura
Vermelho
Branco ou Prata
Branco
Rosa Choque
Verde
Verde
Dourado
Sódio
Potássio
Estrôncio
Magnésio
Lítio
Bário
Ferro
Cálcio
Alumínio
Cobre
Cor da chama
Número atômico e de massa