Modelos atômicos. Curso de Química. Prof. Rui Medeiros. quimicadorui.com.br
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1 Modelos atômicos Curso de Química Prof. Rui Medeiros quimicadorui.com.br Módulo Extra
2 2 CURSO DE QUÍMICA PROFESSOR RUI MEDEIROS MÓDULO EXTRA Modelos atômicos ü A representação esquemática do átomo de Thomson pode ser vista logo abaixo: 1 Modelo atômico de J. Dalton:(1803) ü Resgatou as ideias dos filósofos gregos Leucipo e Demócrito sobre átomos. ü É considerado o primeiro modelo atômico científico, pois baseia as suas ideias em dados experimentais. ü Segundo Dalton, os átomos eram: esféricos, maciços, indivisíveis e indestrutíveis. ü Átomos de um mesmo elemento eram idênticos entre si em massa, tamanho e propriedades. Então, ele os representava utilizando esferas idênticas: ü A descoberta do elétron é atribuída a J. J. Thomson, utilizando uma ampola de raios catódicos ( Ampola de Crookes ). ü Trata-se de uma ampola de vidro contendo um gás a baixas pressões, como a esquematizada logo abaixo: ü Este modelo conseguiu explicar convincentemente as chamadas leis ponderais: Lei da conservação das massas, de Lavoisier. Lei das proporções definidas, de Proust. Bola de bilhar. 2 Modelo atômico de J. J. Thomson:(1903) ü Explicava a natureza elétrica da matéria. ü Segundo Thomson, o átomo era uma esfera gelatinosa dotada de carga positiva, incrustada de partículas de carga negativa (elétrons) em sua superfície. ü Aplicando-se uma diferença de potencial entre os eletrodos, nota-se que há o surgimento de uma radiação, que sai do cátodo em direção ao ânodo. Devido a esse comportamento, essas misteriosas radiações foram batizadas de raios catódicos. ü Para desvendar a natureza dessas radiações, Thomson realizou algumas adaptações no experimento, conforme veremos a seguir:
3 3 CURSO DE QUÍMICA PROFESSOR RUI MEDEIROS MÓDULO EXTRA Experiência 01: Coloca-se um anteparo frente aos raios catódicos. Nota-se que há a projeção da sombra do objeto logo atrás do mesmo. metálica (cátodo). Isso levou Thomson a concluir que os raios catódicos se tratavam na realidade de uma partícula subatômica: os elétrons. Pudim de passas ou Pudim de ameixas. 3 Modelo atômico de E. Conclusão: Os raios catódicos se movem em linha reta. Experiência 02: Ao colocar um catavento de mica em frente aos raios catódicos, nota-se que ele entra em rotação. Rutherford:(1911) ü Realizou experiências envolvendo o bombardeamento de uma fina lâmina de ouro (0,0001 mm) com partículas alfa provenientes de uma fonte radioativa (polônio). Conclusão: Os raios catódicos possuem massa, ou seja, são corpusculares. Experiência 03: Colocando duas placas carregadas próximo ao caminho das radiações, nota-se que os raios catódicos sofrem deflexão para o lado da placa positiva. ü Os resultados obtidos podem ser vistos logo abaixo: 1ª Observação: A maioria das partículas alfa atravessava a folha sem sofrer desvio ou sofrendo um desvio muito pequeno. Conclusão: A maioria do átomo era constituída de um espaço vazio. Conclusão: Os raios catódicos possuem carga elétrica negativa. 2ª Observação: Uma menor parte das radiações sofria um desvio maior que o esperado. Conclusão: As partículas alfa (carga positiva) foram repelidas pelo núcleo atômico, por possuir carga positiva. ü Os resultados obtidos independiam do gás utilizado ou do metal que era composta a placa
4 4 CURSO DE QUÍMICA PROFESSOR RUI MEDEIROS MÓDULO EXTRA ª Observação: Raramente as partículas alfa colidiam com a lâmina de ouro e retornavam (uma a cada 10 mil ou uma a cada 100 mil). Conclusão: A região que concentrava a massa do átomo (núcleo) deveria ser muito pequena (cerca de 10 mil a 100 mil vezes menor que o próprio átomo). ü Com isso, Rutherford propôs um átomo totalmente diferente de seus antecessores, conforme ilustração a seguir: Com esse aparato, Goldstein conseguiu prever a existência de uma nova partícula subatômica, dessa vez, de carga positiva: o próton. Obs.3: Os nêutrons só foram descobertos em 1932, por James Chadwick, embora Rutherford já fizesse previsões da existência dessa partícula. Modelo planetário ou Sistema solar. Obs.1: Características das partículas subatômicas: Partícula subatômica Carga relativa Massa relativa Próton (p) Elétron (e) - 1 1/1836 Nêutron (n) zero 1 Obs.2: Ampola de raios anódicos (raios canais): 4 Modelo atômico de N. Böhr:(1913) ü Corrigiu algumas incoerências na eletrosfera proposta por Rutherford. ü Segundo Böhr, a eletrosfera do átomo teria de ser quantizada, ou seja, organizada em níveis de energia (também conhecidos como camadas). ü Cada nível de energia deveria possuir um número máximo de elétrons, prevista pela equação de Rydberg: Nº elétrons = 2. n 2 Onde: n representa o nível eletrônico (número quântico principal). ü No entanto, para os elementos conhecidos, o número de elétrons observado experimentalmente nos átomos conhecidos era diferente do número de elétrons previsto pela equação de Rydberg: Nível (n) Camada Nº máx. de e - previsto Nº máx. de e - observado 1 K L M N O P Q 98 8
5 5 CURSO DE QUÍMICA PROFESSOR RUI MEDEIROS MÓDULO EXTRA ü Para descrever o comportamento dos elétrons nos níveis de energia, Böhr elaborou alguns enunciados, conhecidos como Postulados de Böhr, que podem ser resumidos da seguinte forma: 1) Os elétrons movem-se em órbitas circulares em torno do núcleo atômico central; 2) Quando um elétron está em determinada órbita, dizemos que ele está em um estado estacionário, pois a sua energia é constante. 3) Quanto mais distante do núcleo é a órbita, maior é a sua energia. 4) Um elétron pode saltar de uma órbita para outra, desde que absorva ou libere energia. Esses saltos são conhecidos como saltos quânticos. Obs.3: Cores emitidas por diversos elementos químicos quando excitados por uma fonte: Elemento Cor emitida Bário (Ba) Verde Cálcio (Ca) Vermelho-tijolo Chumbo (Pb) Azul Cobre (Cu) Azul-esverdeado Estrôncio (Sr) Vermelho Lítio (Li) Vermelho-carmin Potássio (K) Violeta Sódio(Na) Amarelo Energia absorvida = quantum (plural = quanta). Energia liberada fóton (plural = fótons). Obs.1: Quando um elétron está em seu estado de menor energia, dizemos que está no estado fundamental; quando este recebe energia, saltando para uma órbita mais externa, dizemos que fica em um estado excitado. Obs.2: O modelo de Böhr conseguia apenas explicar os espectros atômicos do átomo de hidrogênio ou de íons hidrogenoides, ou seja, íons que possuam apenas um elétron.
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