Estrutura atómica

Estrutura atómica

Desde a antiguidade foi sempre preocupação do homem conhecer o mundo e que vive e, em particular, a construção da matéria. Em cada época foram‐se notabilizando determinadas formas de pensar adentes a explicar os fenómenos da natureza, constituído assim um saber de aceitação geral.

Com a descoberta das ciências e do método científico a explicação dos fenómenos passa a obedecer critérios cientificamente validos, que se designa modelos.

Um modelo e um meio que serve para explicar os factos observados, prever outros fenómenos e sugerir experiencias e observações.

Para explicar a constituição da matéria (estrutura do átomo), foram desenvolvidos vários modelos tendo de destacar׃ o modelo de Dalton, de Thompson, de Rutherford, de Bohr e o Mecanico-quantico.

Evolução dos modelos atómicos

1.Lêucipo

Lêucipo viveu por volta de 450 a.C. com base no pensamento filosófico da época, dizia que a matéria podia ser dividida em partículas cada vez menores, ate chegar‐se a um limite.

2.Demócrito

Demócrito (Fig. 1) discípulo de Leucipo, inspirado no mesmo pensamento filosófico, afirmava que׃ «A matéria era descontínua», isto e, era formada por minúsculas partículas indivisíveis, as quais foram denominadas átomo (que em grego significa «indivisível»). Demócrito postulou que todo o tipo de matéria era formada a partir da combinação de átomos de 4 elementos׃ agua, ar, terra e fogo.

O modelo da matéria descontinua foi rejeitado por um dos grandes filósofos da época, Aristóteles, o qual afirmava que a matéria era continua, isto e , a matéria eram vista como um «todo inteiro» (contrastando com ideia de que a matéria era constituída por minúsculas partículas indivisíveis).

3.Dalton

O químico inglês Jonh Dalton (Fig. 2) afirmava que׃ «O átomo era a menor partícula que constituía a matéria.» Em 1808, Dalton apresentou o seu modelo atómico׃ o átomo como uma minúscula esfera maciça, indivisível, impenetrável e indestrutível. Para ele, todos os átomos de um mesmo elemento químico são iguais, ate mesmo as suas massas. Hoje, nota‐se um equivoco pelo facto da existência dos isótopos, os quais são átomos de um mesmo elemento químico que possuem entre si massas diferentes. O seu modelo atómico também e conhecido como modelo da bola de bilhar.

O modelo de Dalton (fig.3) resume‐se do seguinte modo׃

·         O átomo e uma esfera (partícula) maciça, indivisível e indestrutível.

·         Os átomos do mesmo elemento químico são idênticos.

·         Nas reacções químicas, os átomos não são criados, nem destruídos, somente se modificam as suas distribuições.

4.Thomson

     Pesquisando os raios catoditos, o físico inglês J.J. Thompson (Fig. 4) demonstrou que os mesmos podiam ser interpretados como sendo um feixe de partículas carregadas de energia eléctrica negativa, as quais foram chamadas electrões. Utilizando campos magnéticos e eléctricos, Thompson conseguiu determinar a relacao entre a carga e a massa do electrão. Ele concluiu que os electrões (raios catódicos) deveriam ser constituintes de todo o tipo de matéria pois observou que a relação carga⁄massa  do electrão era a mesma para qualquer gás que fosse colocado na amplo de Crooker (tubo de vidro rarefeito no qual se fazem descargas eléctricas em campos eléctricos e magnéticos). Com base nas suas conclusões, Thompson colocou por terra o modelo do átomo indivisível e apresentou seu modelo, conhecido também como o modelo de pudim com passas.

          Thompson no seu modelo afirma׃

·         Os átomos dispõem de uma estrutura esférica carregada positivamente (que designou de «pudim»).

·         Na esfera electropositiva encontram‐se partículas com carga negativa, os electrões (a que designou passas).

5.Rutherford

       O modelo atómico de Rutherford e baseado nos resultados da experiencia que Rutherford e os seus colaboradores realizam׃ bombardeamento de uma lamina muito fina (delgada) de ouro (Au) com partículas alfa (que eram positivas).

    Experiencia de Rutherford

   Nesta experiencia, uma fina lamina de ouro e bombardeamento com partículas (alfa) que são emitidas por um elemento radioactivo. Por trás dessa lamina de ouro há um anteparo recoberto de sulfureto de zinco, que tem a propriedade de detectar as partículas, pois torna‐se fluorescente sob o seu impacto.

     Resultados da experiencia

     Rutherford verificou que׃

     1.֯ A maior parte das partículas não se desvia.

     2.֯ Poucas sofrem um desvio brusco.

     3.֯ Um numero reduzido retrocede violentamente.

     Conclusões da experiencia

     a ) O átomo e quase inteiramente constituído por espaços vazios. Esta conclusão advem do facto de que a maioria das partículas atravessa a lamina de ouro sem se desviar.

      b ) O átomo apresenta um pequeno núcleo relativamente maciço, com o qual apenas um numero reduzido de partículas choca, sofrendo retrocesso .

       c ) Em tal núcleo concentra‐se a massa do átomo.

                    d ) Como já se sabia de que as partículas eram carregadas positivamente, conclui‐se que os desvios dessas partículas decorriam pelo núcleo, que seriam também positivo.

      e ) O reduzido numero de partículas desviadas permitiu que se calculasse a proporção entre as menções do núcleo e relação ao átomo. O núcleo e muito pequeno e relação ao diâmetro do átomo. Essa proporção varia de 1⁄10 000 ate 1⁄100 000 finalmente, admitiu que os electrões estaria a girar e orbitas circulares.

A noção do modelo atómico de Rutherford, resumida, em׃

·         A matéria e construída por pequenas partículas chamadas átomo que apresentam duas regiões׃ o núcleo e a electroesfera.

·         O núcleo apresenta pequenas dimensões e grande massa, concentrando toda  carga positiva do átomo.

·         Na electroesfera gira cargas negativas, os electrões, tal como gira os planetas a volta do sol‐modelo planetário.

Rutherford e os seus colaboradores verificam que, para aproximadamente cada 10 000 partículas alfa que incendeiam na lamina de ouro, apenas uma era desviada ou reflectida deste modo, concluímos que o raio de átomo era 10 000 vezes maior que o raio do núcleo. Surgiu então, em 1911, o modelo do átomo nucleado conhecido como o modelo planetário do átomo e constituído por um núcleo central positivo, muito pequeno em relacao ao tamanho total do átomo, porem com grande massa. Em seu redor localizam‐se os electrões com carga negativa (compondo a enorme electrosfera) e com pequena massa, que neutralizam o átomo.

6.Bohr

       Em 1913, o físico dinamarquês Niels Bohr , após estudos profundos do modelo de Rutherford, constatou dois equívocos׃

·         Uma carga negativa, colocada em movimento em redor de uma carga positiva estacionaria, adquire movimento em espiral em direcao a carga positiva, acabando por colidir com ela.

·         Uma carga negativa em movimento irradia (perde) energia constantemente, emitindo radiação. Porem, sabe‐se que o átomo no seu estado normal não emite radiação.

    Bohr conseguiu solucionar os equívocos cometidos por Rutherford baseado‐se na seguinte ideia׃

Um electrão, num átomo, adquire apenas certas energia, e cada energia e representada por uma orbita definida, particular. Se o electrão recebe energia ele «pula» para uma orbita mais afastada do núcleo. Pode ocorrer no electrão perda de energia por irradiação e, sendo assim, o electrão cai para uma orbita mais próxima do núcleo. Todavia, o electrão não pode ficar entre duas orbitas definidas, especificas, pois essa não seria uma orbita estável (orbita não especifica). Conclui‐se, então, que׃ quando maior for a energia do electrão, mais afastado ele esta do núcleo, ou seja, um electrão so pode estar em movimento em redor  do núcleo se estiver em orbitas especificas, definidas.

As orbitas permitidas constituem os níveis de energia do átomo (K,L,M,N,…).

O modelo de Bohr resume‐se em׃

·         Os electrões giram e redor, em regiões bem definidas, onde não há ganho nem perda de energia. São os chamados estados estacionários.

·         O estado estacionário menos energético chama‐se estado fundamental.

Aos restantes estados da‐se nome de estado excitados, os quais são estáveis.

Não há emissão nem absorcao de energia enquanto os electrões estiver em movimento numa orbita.

·         Quando um electrão recebe energia, ele poderam passar para uma orbita mais externa, ou seja, mais afastado do núcleo. No entanto essa orbita uma posicao estável e o electrão tende e voltar a orbita original. Neste retorno, o electrão emite energia.

·         Para um electrão e mais fácil mudar de orbita ou ate mesmo sair do átomo, quanto mais longe estiver do núcleo. Cada orbita e caracterizada por um numero n bem definido que recebeu o nome de numero quântico principal. Segundo Bohr, para a primeira orbita n=1 para a segunda n=2 etc.

Partículas fundamentais do átomo

	Particulas	Carga	Massa (kg)
Núcleo	Protões (p+)	+	1,67.10‐27
	Neutrões (n֯ )	0	1,67.10-27
Electrosfera	Electrões (e­)	-	9,109.10­31

Numero atómico

E o numero de protões existentes no núcleo e sempre um numero inteiro .

Numero atómico (Z) e igual ao numero de protões, que e igual ao numero de electrões, pois o Numero de massa

Corresponde ao total de partículas nucleares, isto e, a soma  do numero de electrões e o numero de neutrões.

A massa do protão e 1836 vezes maior que a massa do electrão, por isso, podemos desprezar a massa os electrões em orbita e dizemos׃

                                               Numero de massa = numero de protões + numero de neutrões

                                                                                         A = Z + N

Sabe-se que um elemento químico (E) e o conjunto de átomos de mesmo numero atómico (Z). cada elemento químico e identificado pelo seu nome, símbolo e o numero atómico, sendo este a ultima característica fundamental, alem do numero de massa (A).

        A convenção para representar um elemento químico e׃

Onde ׃

        E- elemento químico

A-    Numero de massa

Z ‐ numero químico

Isótopos

São átomos do mesmo elemento químico (mesmo Z) com diferente numero de massa.

Estes átomos são quimicamente semelhantes pois possue igual numero atómico .

        Exemplo׃ isótopos do cloro.

                                        

Cl	Cl
A = 35; Z = 17	A =37 ; Z = 17
17 p+; 17 e‐ ; 18 n0	17 p+ : 17 e‐ ; 20 n0

Isobaros

 Isobaros são átomos de elementos químicos diferentes que possuem o mesmo numero de massa e diferente numero atómico .

K		Ca
A = 40     Z = 19	19 p+    19 e‐    21 n0	A = 40 Z =  20	20 p+ 20 e- 20 n0

Isotonos

Isotonos são átomos de elemento quimico diferentes que possuem numero atómico e de massa deferente, mas igual numero de neutrões.

K		Ca
A = 39 Z = 19	19 p+ 19 e- 21 n0	A = 40 Z = 20	20 p+ 20 e- 20 n0

Os fenomemos de ocorrecia dos isótopos, isobaros e isotonos, designam-se isotopia, isobaria e isotonia, respectivamente.

Átomos	Mesmo	Diferentes
Isótopos	Z	A
Isobaros	A	Z
Isotonos	A – Z = N	A e Z

 

Massa isotópica

A palavra isótopo tem origem grega e significa «no mesmo lugar» pois os átomos isótopos localizam-se no mesmo lugar da classificacao periódica dos elementos.

A descoberta da existência de diferentes átomos com o mesmo numero atómico devem-se a Frederick Soddy, aop estudar certas desintegrações radiativas. Soddy deu esses átomos o nome de isótopos e chegou-se a pensar inicialmente que somente os elementos radioactivos apresentavam isótopos. Entretanto, J.J. Thomson, 1919. Verificou que o néon, o elemento não radiatctivo, e formado por dois (2) isótopos ²⁰Ne  e  ²²Ne, postorialmente, 1921 , F.W. Aston demonstrou que e extremamente frequente a ocorrência de isótopos e que estes participam sempre na mesma proporção na constituição de um elemento químico.