CONCEITO DE ÁTOMO
Toda e qualquer espécie de matéria é constituída por átomos. Por enquanto, podemos imaginar os átomos como sendo bolinhas minúsculas, tão pequenas que não podem ser vistas, nem mesmo com o auxílio de poderosos instrumentos ópticos.
Há vários tipos de átomos (bolinhas diferentes entre si), sendo cada um deles maior ou menor, mais pesado ou mais leve que os demais.
São conhecidos, até o momento, 112 tipos diferentes de átomos (112 espécies de bolinhas diferentes entre si). Isso significa dizer que qualquer material recolhido na natureza é constituído por, pelo menos, uma espécie daquelas 112 bolinhas.
Elemento químico
Demócrito (400 anos a.C.) sugeriu que a matéria não é contínua, mas que é feita de minúsculas partículas indivisíveis (átomos) e aceitava a idéia de quatro elementos: terra, ar, fogo e água. Esta idéia foi rejeitada algum tempo depois por Aristóteles, que acreditava no modelo da matéria contínua, e seus argumentos permaneceram sem restrições até o século XVII.
No séc. XVII, Newton derrubou a teoria de Aristóteles, quando explicou o comportamento de gases em termos de movimento de partículas finitas e Higgins adaptou estas idéias para explicar a combinação proporcional de substâncias em reações químicas.
Ainda no séc. XVII, Robert Boyle contesta a noção da existência de quatro elementos (terra, ar, fogo e água). Não contradiz a idéia anterior de átomo, pois disse que os elementos não são feitos por nenhuma espécie mais simples. O mérito da proposta foi a possibilidade da existência de mais de 4 elementos, o que foi confirmado a partir do séc. XVIII com Lavoisier que, em sua época, chegou a compilar uma lista de 23 elementos. Somente em 1803 J. Dalton propôs o princípio unificador, segundo o qual as propriedades conhecidas da matéria podem ser explicadas em termos de comportamento de partículas finitas, unitárias. A conclusão das partículas finitas vem do conceito de massas atômicas (massas relativas dos átomos).
Como Demócrito, Dalton acreditou que o átomo seria a partícula elementar, a menor unidade da matéria. Experiências posteriores demonstraram que o átomo consiste em unidades ainda menores.
Resumindo, os pontos principais da Teoria de Dalton eram:
a) os átomos são maciços e indivisíveis;
b) átomos de elementos diferentes são diferentes;
c) para formar compostos, os átomos dos elementos ligam-se em proporções fixas e simples.
Elemento químico é o material formado por átomos iguais entre si (conjunto formado por todas as bolinhas de um mesmo tipo).
Uma sucessão de experiências notáveis (experiências de Faraday sobre eletrólise; a descoberta da radioatividade; experiências em tubos de gases) levou o cientista a supor que o átomo é divisível, sendo constituído de uma parte central, o núcleo, existindo, ao redor, os elétrons, constituindo a coroa ou eletrosfera.
Os elétrons são partículas dotadas de carga elétrica negativa. No núcleo, existem os prótons, partículas positivas, e os nêutrons, sem carga elétrica. Essas três partículas são chamadas de partículas fundamentais.
Elemento químico é um conjunto de átomos de mesmo número atômico (Z). Assim, o conjunto de todos os átomos de número atômico 11 (11 prótons) é o elemento químico sódio.
Os químicos descobriram, até o momento, 112 elementos, dos quais 88 são naturais e os restantes, artificiais. Verifica-se que há uma correspondência entre o conjunto dos elementos químicos e o dos números atômicos.
Assim, o número atômico 11 define o elemento químico sódio. Quando se fala no sódio pensamos, imediatamente, no número atômico 11. Portanto, elemento químico é um conjunto de átomos de mesmo número atômico.
Curiosidade
O microscópio de tunelamento eletrônico deu o Prêmio Nobel de Física, em 1986, aos seus inventores, Gerd Binnig (alemão) e Heinrich Rohrer (suíço). O funcionamento do microscópio lembra a agulha de um toca-discos. Uma agulha de tungstênio corre sobre a superfície que está sendo estudada, sem, no entanto, encostar na amostra. A agulha fica separada da amostra por uma distância de apenas 1 milionésimo de milímetro. Quando a agulha encontra em seu caminho uma elevação, que pode ser o topo de um átomo, o elétron salta da agulha para essa elevação, gerando uma corrente elétrica que aparece como ponto luminoso na tela do microscópio. O aumento conseguido chega a 100 milhões (108) de vezes, aparecendo um átomo com um diâmetro de aproximadamente 1 centímetro.
MODELOS ATÔMICOS
Demócrito
Por volta de 400 a.C. o filósofo grego Demócrito, através de seu professor Leucipo, sugeriu que a matéria não é contínua, mas feita de minúsculas partículas indivisíveis. Essas partículas foram chamadas de átomos (a palavra átomo significa, em grego, indivisível).
Modelo de Dalton
Em 1803, John Dalton, professor inglês, propôs a idéia de que propriedades da matéria podem ser explicadas em termos de comportamento de partículas finitas, unitárias. Dalton acreditou que o átomo seria a partícula elementar, a menor unidade da matéria.
* Teoria Atômica:
Matéria: formada por átomos
Átomo: esfera maciça, indivisível
Átomos de um mesmo elemento: Iguais
Átomos de elementos diferentes: Diferentes
Átomos de elementos diferentes, quando combinados: Substâncias
As reações ocorrem com o rearranjo dos átomos
É também conhecido como modelo da "bola de bilhar".
Geissler e Crookes
A Ampola de Crookes produz descargas elétricas em tubos com gases rarefeitos e de baixa pressão: são os Raios Catódicos.
Ao fluir carga através do gás, este brilha como uma luz, cuja cor depende da natureza do gás usado. Um letreiro de neônio é um tubo de vidro que contém neônio à baixa pressão, em cujos extremos existem eletrodos metálicos. Quando se aplica aos eletrodos uma diferença de potencial de vários milhares de volts, a carga flui eletricamente através do gás e produz uma luz vermelha de um extremo ao outro do tubo.
Quando um tubo de descarga com pressão gasosa de cerca de 0,001 atm conduz a corrente, verifica-se que o gás se ilumina. Se a pressão for reduzida ainda mais, desaparece a luminosidade do gás, mas a carga continua fluindo.
O fluxo de carga se dirige em linha reta a partir do eletrodo negativo (cátodo). Daí o nome raio catódico.
Modelo de Thomson
Em 1897, o físico inglês J. J. Thomson demonstrou que os raios catódicos podiam ser interpretados como um feixe de partículas carregadas, que foram chamadas de elétrons. A atribuição de carga negativa aos elétrons foi arbitrária.
Raio Catódico = Feixe de elétrons
Em 1898, Thomson apresentou o seu modelo atômico: uma esfera positiva na qual os elétrons estão distribuídos mais ou menos uniformemente. "Uma esfera de eletricidade positiva, na qual os elétrons negativos estivessem incrustados como balas de goma em uma bola de algodão".
* 1º Modelo Atômico Científico
Átomo DIVISÍVEL = Cargas Elétricas
Esfera maciça
Relação carga/massa
O modelo de Thomson pode ser comparado a um pudim positivo no qual existem ameixas negativas (plum-pudding).
Carga do elétron - experiência de Milikan
Em 1909, Milikan determinou a carga do elétron. Por meio de um atomizador, pulverizou gotículas de óleo entre duas placas carregadas.
Devido à ação da gravidade, as gotículas tendem a sedimentar. Dando a essas gotículas carga negativa, devido à atração da placa superior positiva, elas podem novamente subir. Por meio de uma luneta, mediu a velocidade de elevação de uma gotícula e a partir dessa velocidade calculou a carga de uma gotícula. Verificou que a carga de qualquer gotícula era sempre um múltiplo inteiro de 1,60.10–19 coulomb. Supôs, então, que esse era o valor da carga de um elétron. Fazendo cálculos obtém-se o valor da massa do elétron = 9,11.10–28 g.
Raios anódicos, positivos, canais
Em 1886, Eugen Goldstein, usando a Ampola de Crookes, com um pouco mais de gás que o tubo da descarga em alto vácuo, observou uma mancha luminosa atrás do eletrodo negativo. Logo foi verificado que se tratava de um fluxo de cargas positivas.
Os elétrons dos raios catódicos chocam-se com as moléculas do gás arrancando elétrons destas e produzindo íons positivos. Usando, por exemplo, gás hidrogênio formam-se os íons H+ e H+2.
A existência do próton já havia sido postulada, mas foi Thomson, em 1906, quem identificou o próton entre os íons positivos formados em um tubo com gás hidrogênio.
Em 1919, Rutherford identificou um próton isolado bombardeando núcleo de nitrogênio com partícula alfa.
1895: Röntgen
* Descobre o Raio - X
1896: Bequerel
* Radioatividade:
O átomo nuclear - Modelo de Rutherford
A idéia do átomo nuclear surgiu em 1911 com a experiência de Rutherford. Sabia-se que certos elementos emitiam partículas carregadas positivamente e que se moviam com grande velocidade. Eram partículas alfa, que Rutherford usou para bombardear lâminas metálicas bem finas. As partículas alfa são invisíveis, mas elas podem ser detectadas, pois produzem um clarão quando colidem em anteparo coberto de sulfeto de zinco (blenda).
Verificou que a maior parte das partículas alfa atravessava a lâmina metálica (bastante fina), seguindo uma trajetória retilínea, e que algumas partículas sofriam um desvio (para cada 10000 partículas alfa que atravessavam a lâmina em linha reta, uma era desviada). Descobriu também que algumas voltavam como que sofrendo uma reflexão.
Rutherford concluiu, então, que a lâmina era constituída de átomos formando uma massa compacta e que o átomo não era compacto.
Concebeu o átomo constituído de duas partes: um centro denso e diminuto carregado positivamente e uma parte envolvente desse núcleo, rarefeita e proporcionalmente enorme. Essa estrutura tornou-se conhecida como átomo de Rutherford (modelo planetário do átomo).
Para explicar a experiência, Rutherford concluiu que o átomo não era uma bolinha maciça; admitiu uma parte central positiva, muito pequena mas de grande massa ("o núcleo") e uma parte envolvente negativa e relativamente enorme ("a eletrosfera ou coroa"). Se o átomo tivesse o tamanho do Estádio Maracanã o núcleo teria o tamanho de uma azeitona. Surgiu dessa forma o modelo nuclear do átomo.
O modelo de Rutherford é o modelo planetário do átomo, no qual os elétrons descrevem um movimento circular ao redor do núcleo, assim como os planetas se movem ao redor do Sol.
Espectros
O estudo da luz emitida por substâncias, quando aquecidas, possibilitou o aparecimento das modernas teorias sobre a estrutura do átomo.
Sabe-se que a luz branca é composta por diferentes cores nas quais pode ser separada, quando atravessa um prisma de vidro.
Tomemos a luz branca emitida por um sólido incandescente, por exemplo, o filamento de tungstênio de uma lâmpada, passando através de um prisma.
O filme mostra um retângulo com luz vermelha em um dos extremos e violeta no outro extremo, e entre eles uma série contínua de cores.
Uma imagem luminosa deste tipo chama-se espectro contínuo. Quando se utilizam chamas que emitem luz colorida (qualquer gás aquecido), o espectro que se obtém é composto por uma ou mais linhas coloridas, separadas por espaços escuros. Este tipo de espectro chama-se espectro linear.
Cada uma dessas linhas corresponde a uma luz de energia definida, concluindo-se, portanto, que os átomos podem irradiar apenas certas energias.
Teoria dos quanta
Max Planck concebeu a idéia de que um corpo, ao emitir ou absorver energia, o faz de forma descontínua, ou seja, sob a forma de pacotinhos de energia. Cada pacotinho de energia denomina-se quantum ou fóton. Cada radiação contém fótons com energia específica, que é função de sua freqüência. O fóton da luz verde é diferente do da luz vermelha e assim por diante.
A energia de um fóton é dada pela relação: E = h.f , em que h é a constante de Planck: 6,6262.10–34 J.s, sendo f a freqüência.
Modelo de Bohr
O modelo planetário de Rutherford apresenta duas falhas:
a) uma carga negativa, colocada em movimento ao redor de uma carga positiva estacionária, adquire movimento espiralado em sua direção, acabando por colidir com ela. Os elétrons deveriam "cair" no núcleo, ocasionando o colapso do átomo, o que não acontece.
b) essa carga em movimento perde energia, emitindo radiação. Ora, o átomo no seu estado normal não emite radiação!
Em 1913, o físico dinamarquês Niels Bohr expôs uma idéia que modificou o modelo planetário do átomo.
Um elétron num átomo só pode ter certas energias específicas, e cada uma delas corresponde a uma órbita particular. Quanto maior a energia do elétron, mais a sua órbita está afastada do núcleo.
Se o elétron receber energia, ele pula para uma órbita mais afastada do núcleo (o átomo fica excitado). Por irradiação de energia, o elétron pode cair numa órbita mais próxima do núcleo. No entanto, ele não pode cair abaixo de sua órbita normal estável.
O átomo está no estado fundamental quando todos os seus elétrons estiverem nos subníveis de menor energia possível.
Os postulados de Niels Bohr para o átomo de hidrogênio:
a) O primeiro postulado
"Os elétrons movem-se em órbitas circulares em torno do núcleo atômico central."
b) O segundo postulado (condição de freqüência)
"Quando os elétrons passam de uma órbita para outra, um quantum de energia é absorvido ou emitido."
A absorção de energia obriga os elétrons a migrarem para posições mais externas (mais energéticas) do átomo, efetuando os chamados "saltos quânticos"; em seguida, os elétrons voltam, devolvendo a energia recebida. A energia absorvida e devolvida é a mesma e obedece à equação:
Ef - Ei = h.f = E
Se E < 0 ................. energia emitida
Se E > 0 ................ energia absorvida
A forma sob a qual esta energia será devolvida vai depender do valor da diferença Ef - Ei, uma vez que h é constante. Se esta diferença for grande, f também o será e a devolução deve ser sob a forma de uma radiação de alta freqüência, como por exemplo os raios X; se a diferença de energias for pequena, a freqüência também o será e, neste caso, a devolução deve ser sob a forma de radiação de baixa freqüência, como por exemplo as radiações luminosas (freqüências médias) ou radiações térmicas (freqüências bastante baixas).
c) O terceiro postulado
"Somente certas órbitas eletrônicas são permitidas e os elétrons não irradiam energia quando as percorrem."
As órbitas permitidas estão relacionadas com um número inteiro n, chamado número quântico principal, cujos valores possíveis no átomo variam de 1 a 7.
O enunciado do 3° postulado de Bohr quer dizer, afinal, que se os elétrons passarem pelas posições não permitidas deverão irradiar energia e é exatamente isto que ocorre ao efetuarem um "salto quântico".
Trabalhando com o espectro de absorção do hidrogênio:
* Momento angular de elétron
"n" pode assumir valores inteiros: são os Níveis de Energia
* Quantização da Eletrosfera
Em um nível, a energia é constante (Estado estacionário)
OBS: Toda teoria de Bohr é válida para átomos hidrogenóides (que apresentam apenas 1 elétron)
Níveis energéticos e distribuição eletrônica
A energia total (Et) de um elétron em uma órbita é a soma das energias potencial (Ep) e cinética (Ec):
Et = Ep + Ec
Observações:
a) O eV (eletronvolt) é uma unidade de energia, cujo valor em joule é:
1 eV = 1,602.10-19 J
b) As energia potencial e total crescem para a periferia do átomo, enquanto a energia cinética decresce no mesmo sentido. Para um nível bastante afastado, a energia total é por convenção igual a zero.
Para o átomo de hidrogênio, as energias dos estados eletrônicos permitidos são dadas por:
(Z = 1), atribuindo a n os valores 1, 2, 3...
No limite, quando n = infinito , o elétron está, de fato, separado do núcleo, sendo a energia do elétron igual a zero (convenção).
A energia de 13,6 eV é a energia mínima necessária para arrancar o elétron.
Dizemos que um átomo está no estado fundamental (normal) quando seus elétrons apresentam as mais baixas energias possíveis. Se a energia é absorvida por um átomo no estado fundamental, o valor aumentará. Dizemos, então, que o átomo está em um estado excitado, podendo voltar ao normal emitindo energia.
1916: Sommerfeld
* Subníveis de e
* Órbitas elípticas
Teoria ondulatória do elétron
É bastante freqüente para os físicos considerar a luz quer como um movimento de partículas muito pequenas, quer como o movimento de uma onda e, por exemplo, no fenômeno da difração, somente a teoria ondulatória explica o que ocorre.
Em 1924, Louis De Broglie sugeriu que o elétron poderia ser tratado da mesma forma que a luz, ou seja, um elétron em uma órbita de uma dada energia teria um comprimento de onda particular, associado a ele, se esse elétron fosse considerado uma onda.
1924: De Broglie
O elétron descrito como um ente de comportamento dualístico: Modelo Atômico Atual.
A teoria de De Broglie foi confirmada experimentalmente, em 1927, por Davisson e Germer.
1927: Heisenberg
Werner Heisenberg estabeleceu o seu "Princípio da Incerteza" (ou Princípio da Indeterminação, segundo o qual:
"Não é possível predizer, ao mesmo tempo, a posição e a quantidade de movimento de um elétron."
Consideremos o átomo de hidrogênio que tem um elétron apenas. Suponhamos que existisse um supermicroscópio, com o qual iríamos focalizar a coroa à procura do elétron. Ao focalizar a coroa, nós mandamos energia para a região focalizada. Se por acaso existisse um elétron nessa região, agora ele não estaria mais nesse local, pois o elétron já teria recebido energia, pulando para outro lugar.
1927: Erwin Schrödinger
* Equação de Onda: elétron descrito em função da probabilidade de localizá-lo (orbital).
Pelo Princípio de Heisenberg, não podemos determinar a posição de um elétron numa órbita em determinado instante. Se o elétron girasse ao redor do núcleo, em órbitas determinadas, conheceríamos a sua posição e a sua velocidade, contrariando o Princípio de Heisenberg. Assim, somos obrigados a dizer que o elétron não gira em órbitas determinadas ao redor do núcleo. Somente podemos prever a probabilidade de o elétron estar em certa posição, num determinado instante.
Consideremos o átomo de hidrogênio. Suponhamos o elétron movendo-se ao acaso em todas as direções, mas, encontrando-se com mais freqüência em alguns lugares que em outros. Suponhamos, ainda, que fosse possível localizar o elétron no espaço em dado momento colocando-se uma marca (ponto) nesse lugar. Repetindo esta operação um grande número de vezes, a densidade relativa dos pontos assim marcados representaria a possibilidade de encontrar o elétron no espaço.
Define-se então:
"Orbital é a região do espaço que o elétron ocupa a maior parte do tempo."
"Orbital é a região do espaço de máxima probabilidade de encontrar o elétron."
Note-se que o elétron poderá estar fora do orbital, mas a probabilidade será mínima.
Isto quer dizer que, considerando-se um elétron com uma dada quantidade de movimento, não se pode estabelecer com exatidão a sua posição, e vice-versa. Consequentemente, não se pode falar de posições precisas, exatas, de elétrons, mas sim de probabilidade de que um dado elétron esteja em uma certa posição em um determinado instante.
Schrödinger e Dirac estabeleceram, simultaneamente, uma equação para descrever o movimento ondulatório do elétron. Nesta equação, introduz-se uma "função de onda" representada classicamente pela letra psi, indicando a amplitude da onda eletrônica.
Logo depois, Born demonstrava que o quadrado da função de onda psi , quer dizer, psi ao quadrado, está relacionado com a probabilidade de encontrar o elétron numa determinada região em um dado instante.
Através da equação de Schrödinger, é possível estudar como varia a probabilidade de encontrar o elétron nos diferentes subníveis e orbitais das teorias clássicas. As soluções matemáticas encontradas para as probabilidades nos diferentes orbitais podem ser sempre representadas simplificadamente por meio de seus modelos geométricos, da mesma forma que, por exemplo, uma equação do 2° grau pode ser representada geometricamente por uma parábola.
1932: Chadwick
* Descoberta do nêutron.
