Juliana Cerqueira de Paiva. Modelos Atômicos Aula 3

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1 Juliana Cerqueira de Paiva Modelos Atômicos Aula 3

2 2 Modelo Atômico de Rutherford O modelo atômico de Rutherford, que descrevemos anteriormente, foi um grande passo para a compreensão da estrutura interna do átomo. Mas esse modelo tinha algumas deficiências. De fato, Rutherford foi obrigado a admitir que os elétrons giravam ao redor do núcleo, pois, sem movimento, os elétrons (que são negativos) seriam atraídos pelo núcleo (que é positivo); consequentemente, iriam de encontro ao núcleo, e o átomo se desmontaria.

3 3 O problema do Modelo Atômico de Rutherford No entanto, ao admitir o movimento de rotação dos elétrons em torno do núcleo, Rutherford acabou criando outro paradoxo. Pois a Física Clássica diz que toda partícula elétrica em movimento circular (como seria o caso dos elétrons) está constantemente emitindo energia e assim perderia energia na forma de luz, diminuindo sua energia cinética sua velocidade iria reduzir e consequentemente ele acabaria caindo no núcleo e destruiria o átomo... ALGO QUE NÃO OCORRE! Portanto, o modelo atômico de Rutherford, mesmo explicando o que foi observado no laboratório apresenta uma incorreção.

4 4 Depois de Rutherford ter proposto seu modelo, os cientistas direcionaram seus estudos para a distribuição dos elétrons na eletrosfera. Há muito tempo os químicos já sabiam que os compostos de sódio emitem uma luz amarela quando submetidos a uma chama. Em 1855, Robert Bunsen verificou que diferentes elementos, submetidos a uma chama, produziam cores diferentes. Elementos diferentes produzem luz com cores diferentes.

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6 Qual é a diferença entre uma cor e outra? Hoje sabemos que a diferença reside nos comprimentos de onda e nas frequências, que variam para cada cor. Em um semáforo, por exemplo, temos as cores: verde, com λ = 530 nm amarelo, com λ = 580 nm vermelho, com λ = 700 nm (nm = nanômetro = 10-9 metros) 6

7 7 O comprimento de onda é a distância entre valores repetidos num padrão de onda. É usualmente representado pela letra grega lambda (λ). O comprimento de onda λ tem uma relação inversa com a frequência f, a velocidade de repetição de qualquer fenômeno periódico. O comprimento de onda é igual à velocidade da onda (ν) dividida pela frequência da onda.

8 Hoje sabemos também que o espectro completo das ondas eletromagnéticas é muito mais amplo do que o da luz visível, isto é, das ondas que podemos perceber por meio da visão. O esquema seguinte procura dar uma ideia do espectro eletromagnético completo: 8

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10 Naquela época um cientista dinamarquês chamado de Niels Bohr realizou um experimento, usando um tubo semelhante ao de Geissler, contendo o gás hidrogênio a baixa pressão e sob alta tensão elétrica ( lâmpada de hidrogênio), produzindo um espectro luminoso fazendo a luz atravessar um prisma de vidro, o fenômeno observado foi a obtenção dos chamados espectros descontínuos, e isso foi característicos de cada elemento. A cada cor desses espectros foi associada certa quantidade de energia. 10

11 Pois bem, no início do século XX surgiu a seguinte pergunta: estariam essas raias do espectro descontínuo ligadas à estrutura atômica? 11

12 12 O modelo de Rutherford-Bohr Niels Bohr aprimorou, em 1913, o modelo atômico de Rutherford, utilizando a teoria de Max Planck. Em 1900, Planck já havia admitido a hipótese de que a energia não seria emitida de modo contínuo, mas em pacotes. A cada pacote de energia foi dado o nome de quantum ou fóton (energia descontinua). Relacionando esta teoria com os resultados experimentais observados quando átomos eram submetidos ao calor ou a eletricidade, Bohr propôs um modelo atômico revolucionário que mantinha as principais características do modelo de Rutherford.

13 13 O modelo atômico de Bohr Niels Bohr ( ) Surgiram, assim, os chamados postulados de Bohr: Um elétron gira ao redor do núcleo em órbita circular os elétrons se movem ao redor do núcleo em um número limitado de órbitas bem definidas, que são denominadas órbitas estacionárias; Movendo-se em uma órbita estacionária, o elétron não emite nem absorve energia; Ao saltar de uma órbita estacionária para outra, o elétron emite ou absorve uma quantidade bem definida de energia, chamada quantum de energia (em latim, o plural de quantum é quanta).

14 14 Essa emissão de energia é explicada a seguir: Recebendo energia (térmica, elétrica ou luminosa) do exterior, o elétron salta de uma órbita mais interna para outra mais externa; a quantidade de energia recebida é, porém, bem definida (um quantum de energia). Pelo contrário, ao voltar de uma órbita mais externa para outra mais interna, o elétron emite um quantum de energia, na forma de luz de cor bem definida ou outra radiação eletromagnética, como ultravioleta ou raios-x (daí o nome de fóton, que é dado para esse quantum de energia). Chamamos a energia absorvida de fóton.

15 Esses saltos se repetem milhões de vezes por segundo, produzindo assim uma onda eletromagnética, que nada mais é do que uma sucessão de fótons (ou quanta) de energia. Considerando que os elétrons só podem saltar entre órbitas bem definidas, é fácil entender por que nos espectros descontínuos aparecem sempre as mesmas raias de cores também bem definidas. Mais uma vez, notamos a ligação entre matéria e energia nesse caso, a energia luminosa. No caso particular do átomo de hidrogênio, temos um esquema com a seguinte relação entre os saltos dos elétrons e as respectivas raias do espectro: 15

16 É fácil entender que átomos maiores, tendo maior número de elétrons, darão também maior número de raias espectrais; além disso, quando o elemento químico é aquecido a temperaturas mais altas (isto é, recebe mais energia),o número de saltos eletrônicos e, consequentemente, o número de raias espectrais também aumenta; no limite as raias se juntam e formam um espectro contínuo, como o produzido pela luz solar ou pelo filamento de tungstênio de uma lâmpada incandescente, quando acesa. 16

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18 18 Estudos posteriores mostraram que as órbitas eletrônicas de todos os átomos conhecidos se agrupam em sete camadas eletrônicas, denominadas K, L, M, N, O, P, Q. Em cada camada, os elétrons possuem uma quantidade fixa de energia; por esse motivo, as camadas são também denominadas estados estacionários ou níveis de energia. Quanto mais afastada camada mais energética ela é. Além disso, cada camada comporta um número máximo de elétrons, conforme é mostrado no esquema a seguir:

19 19 MODELO ATÔMICO DE BOHR A ELETROSFERA A energia do elétron, numa camada é sempre a mesma. Só é permitido ao elétron movimentar-se na camada. Quanto mais afastada do núcleo, maior a energia da camada. Cada camada de energia possui uma quantidade máxima de elétrons. A energia emitida pelo elétron corresponde à diferença entre a energia das camadas de origem e destino. Quanto maior a energia transportada, maior será a frequência da onda eletromagnética. Retornos eletrônicos para a camada K, liberação de luz no ULTRAVIOLETA. Retornos eletrônicos para a camada L, liberação de luz no VISÍVEL. Retornos eletrônicos para a camada M, liberação de luz no INFRAVERMELHO.

20 A Eletrosfera 20

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22 O modelo esquematizado ficou conhecido como Modelo Atômico de Rutherford Bohr: 22

23 23 MODELO ATÔMICO DE SOMMERFELD A ELETROSFERA Para átomos com mais de um elétron, ao se ampliar as raias luminosas, subdivisões apareciam, caracterizando que o elétron, ao retornar para a camada, não voltava exatamente para a camada, mas para bem próximo dela, emitindo ondas eletromagnéticas com energias bem próximas umas das outras. Os átomos multieletrônicos devem possuir subcamadas ou subníveis de energia, caracterizados por órbitas elípticas, além das circulares, segundo o modelo de Bohr. Em cada nível só pode existir uma órbita circular, as outras são elípticas. Sommerfeld realizou cálculos semelhantes aos de Bohr, racionando com orbitais elípticas próximas da circular (de Bohr) e introduziu o número quântico secundário ou azimutal (l).

24 24 O MODELO DOS ORBITAIS ATÔMICOS (modelo atual) Como já foi abordado, novas observações, experiências e cálculos levam os cientistas a novas conclusões. Desse modo, verificou-se também que o elétron se comporta ora como partícula, ora como onda, dependendo do tipo de experiência. Devemos, portanto, deixar de entender o elétron como uma bolinha em movimento rápido e assumi-lo como um ente físico que tem comportamento dual: Uma partícula-onda. De fato, já em 1924, o físico francês Louis De Broglie havia lançado a hipótese de que, se a luz apresenta natureza dual, uma partícula também teria propriedades ondulatórias. De Broglie tentou associar a natureza dual da luz ao comportamento do elétron, enunciando o seguinte postulado: A todo elétron em movimento está associada uma onda característica (Princípio da Dualidade o de De Broglie).

25 Outra consideração muito importante é a seguinte: podemos medir, com boa precisão, a posição e a velocidade de corpos grandes, como, por exemplo, de um automóvel numa estrada, com um aparelho de radar. O elétron, no entanto, é tão pequeno que, se tentássemos determinar sua posição ou velocidade, os próprios instrumentos de medição alterariam essas determinações. Por isso Werner Heisenberg, em 1926, afirmou que quanto maior for a precisão na medida da posição de um elétron, menor será a precisão da medida de sua velocidade e vice-versa, e enunciou o seguinte princípio: Os elétrons nos átomos movem-se em torno do núcleo com elevada rapidez Não é possível calcular a posição e a velocidade de um elétron num mesmo instante (Princípio da Incerteza ou de Heisenberg). 25

26 Devido à dificuldade de se prever a posição exata de um elétron na eletrosfera, o cientista Erwin Schrödinger (1926) foi levado a calcular a região onde haveria maior probabilidade de se encontrar o elétron. Essa região do espaço foi denominada orbital. Orbital é a região do espaço ao redor do núcleo onde é máxima a probabilidade de encontrar um determinado elétron. 26

27 Schrödinger: Orbitais O elétron, como onda e partícula, pode ser encontrado ao redor do núcleo em regiões de máxima probabilidade (orbital). 27

28 O átomo possui um núcleo central de reduzidas dimensões e uma nuvem eletrônica. No núcleo encontram-se os prótons e os nêutrons. Os elétrons encontram-se à volta do núcleo, na nuvem eletrônica É possível falar em zonas onde a probabilidade de encontrar o elétrons é maior, chamado de orbitais. 28

29 Como você pode notar, o orbital nos indica a região mais provável de um elétron, e não significa a forma de sua trajetória, como acontecia com a órbita de Bohr. Dentro da região de um orbital, há regiões cuja densidade eletrônica é maior. Vamos observar algumas formas de representarmos o orbital do elétron do hidrogênio: 29

30 No ano de 1920, o elétron e o próton já eram partículas cujas existências haviam sido amplamente confirmadas e suas propriedades eram bem conhecidas. Naquela época, o ilustre cientista neo-zelandês Ernest Rutherford ( ) lançou a hipótese da possibilidade da ligação de um próton (carga elétrica positiva) com um elétron (carga elétrica negativa), o que daria origem a uma partícula sem carga elétrica, que ele denominou "nêutron". Apesar de várias tentativas, os físicos não conseguiram comprovar experimentalmente a existência desta partícula, principalmente pelo fato de o nêutron não possuir carga elétrica, o que tornaria a sua presença muito difícil de ser detectada. 30

31 31 Em 1932, o grande físico inglês James Chadwick ( ) realizou uma célebre experiência com a qual conseguiu provar a existência do nêutron. Chadwick deixou um feixe de partículas alfa (partículas idênticas ao núcleo de hélio) incidir sobre uma amostra de berílio (Be) que provocava a emissão, por esta substância, de um tipo de radiação invisível, sem carga elétrica, que os físicos, inicialmente, suspeitaram se tratar de raios gama (ondas eletromagnéticas de alta frequência que são irradiadas pela desintegração de certos núcleos atômicos). Todavia, fazendo cálculos e medidas cuidadosas, os cientistas verificaram que, se esta hipótese fosse verdadeira, os princípios da Conservação da Energia e da Quantidade de Movimento não estariam sendo obedecidas.

32 Recusando-se a admitir que estas leis físicas estivessem sendo violadas, Chadwick formulou outra hipótese: a Conservação da Energia e da Quantidade de Movimento permaneciam válidas, mas a radiação invisível, proveniente do berílio, seria constituída por nêutrons e não de raios gama, como alguns físicos haviam suspeitado. Para verificar se realmente tratava-se de nêutrons, Chadwick procurou medir a massa de algumas dessas partículas que, de acordo com a proposta de Rutherford, deveria ser praticamente igual à massa do próton. Realizando uma série de outras experiências, ele encontrou resultados coerentes com o de suas primeiras medidas, estabelecendo então, de maneira definitiva, a existência do nêutron. Seus trabalhos foram de tamanha importância para o desenvolvimento da Física Nuclear que Chadwick recebeu o Prêmio Nobel de Física em

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