Aula de Juliano
Átomos
Átomos são uma das coisas mais presentes no nosso cotidiano, eles estão em quase tudo. Seu olho é composto de átomos, sua pele, seus ossos, a tela do seu computador ou celular são feitas de átomos. Apesar de muito pequenos, em conjunto eles e a energia formam o universo que conhecemos. Todo o estudo da química se baseia no estudo dos átomos.
Apesar de seu nome que provém do grego: a=não, tomo=divisão, ou seja “não divisível”, o átomo possui subpartículas( nêutron, próton, elétron) que serão estudadas a seguir nos modelos atômicos:
1 - Modelo Atômico De Dalton (“Bola de Bilhar”)
Baseados nos estudos das Leis Ponderais:
a)Lei de Dalton- Também conhecida como Lei das Proporções Fixas, propõe que quando dois átomos se combinam e podem formar mais de uma substância a razão das massas do elemento em que ocorreu variação é constante.
b)Lei de Proust-Também conhecida como Lei das Proporções Múltiplas, essa lei propõe que quando um composto é atomizado, ou seja, quando todos os átomos que constituem a substância são separados, ou quando esses compostos são acoplados para formar uma substância, esses átomos sempre serão combinados em uma razão fixa.
c)Lei de Lavoisier- Também conhecida como Lei da Conservação das Massas, essa lei defende que a diferença da soma das massas dos reagentes e a dos produtos em uma reação química será igual à 0.
d)Lei de Ritcher- Também conhecida como Lei das Proporções Reciprocas, propõe que quando um elemento M é combinado com outros dois elementos (N, P), e esses outros dois elementos se combinarem, a razão entre a massa com que cada um dos dois combinou com A será a razão com que N e P se combinam vezes uma razão em que seus número são inteiros.
Dalton chegou à seguinte conclusão:
“A matéria, embora divisível em um grau extremo, não é, no entanto, infinitamente divisível. Ou seja, deve haver algum ponto além do qual não podemos ir na divisão da questão. Tenho eleito a palavra átomo para significar essas partículas finais.”
De acordo com Dalton o átomo teria as seguintes características:
- Os átomos são partículas descontínuas, reais e indivisíveis, além de jamais ser alteradas por uma reação química.
- Quando os mesmos reagem, ou seja participam de uma reação química, os átomos se combinam em uma proporção fixa.
- Substâncias iguais possuem átomos iguais, substâncias diferentes possuem átomos diferentes.
- A massa de uma substância seria a soma da massa de todos os átomos contidos na mesma.
O modelo de Dalton:
2 - Modelo Atômico de Thomsom (“Pudim de Passas”)
Durante o final do século XIX, que Thomson por meio do seguinte experimento que chegou-se a conclusões impressionantes sobre o átomo: a existência de uma sub-partícula, o elétron.
O experimento de Thomson consiste no seguinte:
Ele utilizava uma ampola do experimento que é conhecida por ter gases altamente rarefeitos. Quando é aplicado um diferença de potencial entre o cátodo(-) e ânodo(+) foi possível observar de raios, conhecidos como raios catódicos. Após atravessarem o ânodo perfurado, para direcionar o feixe, estes permeiam um campo elétrico que provoca uma mudança na direção do feixe em direção ao lado positivo.
Como resultado desse experimento, Thomson concluiu que o átomo apresentava uma natureza elétrica, e atribui esta ao elétron. Para condizer com sua hipótese, Thomson propôs um átomo com as seguintes características: Formado por uma esfera carregada positivamente incrustada com partículas de carga negativa, os elétrons.
- Formado por uma esfera carregada positivamente encrustada com partículas de carga negativa, os elétrons.
- As cargas positivas e cargas negativas estavam em igual magnitude, dessa forma o átomo seria eletricamente neutro.
O modelo atômico de Thomson:
3 - Modelo Atômico de Rutherford, Geiger e Madsen
Foi durante da década de 1910 que Rutherford em seu famoso experimento da folha de ouro, que trouxe uma explicação mais completa para a natureza do átomo.
O experimento consiste no seguinte:
Utilizando do polônio é um elemento altamente radioativo, que emite partículas alfa(
) .Devido as propriedades do Chumbo, quando o polônio é colocado em um corpo comostrado na figura ocorre o direcionamento do feixe de partículas. A maioria desse feixe atravessa a folha de ouro, enquanto uma pequena parte sofre desvios, que podem medir até de 180 graus.
Porém, de acordo com o modelo atômico de Thomson, era previsível que todas as partículas alfa fossem atravessar a folha de ouro.
Para a resolução desse problema Rutherford propôs um modelo atômico, com as seguintes características:
- O núcleo concentrando quase toda a massa do átomo e com alta densidade.
- Uma eletrosfera com elétrons orbitando o núcleo em órbita circular.
- O núcleo seria cerca de 100000 vezes menor que a eletrosfera.
Portanto, os desvios seriam explicados por um núcleo positivo que no experimento desvia as partículas alfa, por essas também serem positivas. Porém, por esse núcleo ser muito pequeno em relação ao tamanho do átomo a maioria das partículas atravessam o átomo sem sofrer desvio.
O modelo de Rutherford :
4 - Modelo Atômico de Bohr
O modelo atômico de Rutheford apresentava duas grandes falhas:
- Já que de acordo com as teoria eletromagnética de Maxwell, o elétron perderia energia na forma de radiação eletromagnética constantemente e algum momento este colidiria com o núcleo (não é por causa da atração do elétron com o núcleo!!).
- Além disso o átomo, se a condição de cima realmente acontecesse, o átomo apresentaria um espectro de emissão contínuo, o que realmente não acontece, como visto na figura para o espectro do hidrogênio:
Para a resolução desse enorme problema, o Niels Bohr fez a melhor aplicação da teoria proposta por Planck, a quantização de energia, nos átomos de hidrogênio ou hidrogenóides( átomos com apenas um elétron na camada de valência). Os elétrons seriam dotados de um pacote de energia que seria responsável por manter o elétron em um órbita circular em torno do núcleo. Essa ideia foi até classificada por Albert Einstein como a mais elevada forma de musicalidade na esfera do pensamento.
De acordo com o postulado de Bohr existem zonas onde o elétron tem energia o suficiente para permanecer em órbita circular ao redor do núcleo, também chamadas de camadas eletrônicas (atualmente, conhecidas por número quântico primário - n), essas recebem a nomenclatura de K, L, M, N(…) a camada K, também chamada de camada um, é a mais próxima do núcleo, a L, também chamada de camada dois, é a segunda mais próxima, e assim por diante.
Finalmente, foi possível explicar os espectros de emissão que levaram a decadência do modelo de Rutherford, quando um elétron passa de uma camada mais próxima do núcleo para um mais afastada é necessário absorver energia, porém quando acontece o inverso, ou seja, quando o elétron sai de uma camada mais externa para uma mais interna ocorre liberação de energia na forma luz com um comprimento de onda (λ) específico, formando o espectro único. Isso se deve, sobretudo, às diferenças de energias entre as camadas em que transitavam os elétrons.
5 - Modelo Atômico Atual
Com o desenvolvimento de novas tecnologias, além da curiosidade insaciável do ser humano, foi possível o desenvolvimento de um modelo atômico ideal que até agora é o mais aceito pela comunidade científica.
Esse modelo se baseia em diversos experimentos que não serão citados aqui pela sua complexidade e a dificuldade de compreensão, portanto mostraremos apenas as conclusões dos mesmos.
No ano de 1923, o físico Francês Louis De Broglie, propôs uma ideia fundamental para o surgimento e desenvolvimento de outras teorias, na qual os elétrons, da mesma forma que luz, a matéria, especialmente o elétron, seria capaz de realizar a mesma façanha.
Durante a década de 30, foi proposto por Somerfield que além das camadas existiriam subníveis (ou número quântico secundário - l) nos átomos, estes atualmente são divididas em 4:
subnível s: l = 0
subnível p: l = 1
subnível d: l = 2
subnível f: l = 3
A relação entre as camadas e os subníveis é dada pela seguinte relação:
Por exemplo, a camada 2 possui até o subnível p (l = 1), já a camada 3 possui até o subnível d (l = 2).
A característica de onda-partícula dos elétrons teve diversas consequências, entre elas, a mais famosa, o Princípio da Incerteza de Heisenberg. Com um experimento de difração através de uma pequena fenda (quando uma onda atravessa uma fenda muito pequena, diferente de um objeto material que seguiria reto, a onda se “espalha”), foi proposto a equação que mostra a impossibilidade de saber com exata precisão a posição e a velocidade do elétron.
Com desenvolvimento de diversas equações, Schrodinger propôs a ideia de orbital (representado matematicamente pela letra grega ψ) lugar onde possui a maior probabilidade de encontrar o elétron. A forma de cada orbital caracteriza o número quântico magnético (
). Coincidentemente, a localização do orbital no átomo de hidrogênio( ou hidrogenóides) é igual à órbita proposta por Bohr em seu modelo atômico.
A quantidade de orbitais depende diretamente do número de subníveis, pela seguinte fórmula: .
Por exemplo, o subnível s tem 1 orbital, o subnível p tem 3 orbitais. Além disso, todo orbital respeita o Princípio da Exclusão de Pauli: todo orbital comporta apenas dois elétrons.
Por último, a identidade de cada elétron no orbital é a sua rotação em torno do próprio o eixo, essa rotação recebe o nome de spin(s), completando o conjunto dos números quânticos. Para facilitar a representação do spin utiliza-se a seguinte notação:
↑- Spin +1/2 ↓-Spin -1/2
Características do átomo
Com o descobrimento das três principais sub-partículas, foram propostos conceitos para facilitar a vida de um químico, a massa atômica (A), número atômico (Z), número de Nêutrons (N) e, finalmente, número de elétrons (e).
- Número atômico(Z) - É o número de prótons em um átomo.
- Número de Nêutrons(N) - Como já dito pelo nome, é a quantidade de nêutrons em um átomo.
- Número de Elétrons(e) - É a quantidade de elétrons em um átomo.
- Massa atômica(A) - É a soma da massa de todas as sub-partículas do átomo.
- Camada de Valência - É a última camada do átomo, não necessariamente a mais energética, além disso, é onde se realiza todas as ligações químicas e a formação de íons dos átomos.
Podemos em alguns casos específicos obter relações entre esses conceitos:
Como a massa do elétron é desprezível em relação a massa dos prótons e nêutrons, temos a seguinte relação:
A = Z + N
Para um átomo neutro, o número de elétrons e igual ao número de prótons, logo:
Z=e
Além dessas, existe a contribuição do modelo atômico atual, nesse modelo os elétrons são distribuídos onde estes possuem menor energia para os de maior energia, isso é conhecido como distribuição eletrônica ou diagrama de Linus Pauling, e se dispõe da seguinte forma:
Além disso, de acordo com as equações mostradas da relação entre camadas, subníveis, orbitais e número de elétrons, podemos montar a seguinte tabela:
-
Número de Subníveis Número de Orbitais Número de Elétrons Camadas ( 
)
