A EVOLUÇÃO DOS MODELOS ATÔMICOS

POSTAGEM BASEADA NA LEITURA DO LIVRO QUÍMICA VOLUME 1 DE RICARDO FELTRE

Como aprendemos na última postagem de química a matéria é composta por minúsculas partículas chamadas de átomos, na teoria de Dalton estes átomos seriam unidades indivisíveis de matéria, entretanto  este modelo atômico não explica a natureza energética da matéria. Afinal qual a relação entre matéria e energia? Estudos posteriores apontaram de maneira mais clara a natureza elétrica da matéria, tais estudos foram passo a passo alterando a perspectiva da ciência de como seria o modelo atômico. Experiências em gases colocados a baixa pressão sobre a ação de corrente elétrica emitiam luzes, outras experiências nos gases mostraram características de atração e repulsão a polaridades ora negativas ou positivas. Tais experimentos revelam que a matéria até então primária, o átomo pode ser fragmentado em partículas ainda menores, com carga eletromagnética positivas, negativas ou neutras, tal avanço na compreensão da matéria é uma superação ao modelo atômico de Dalton. Em 1886 Eugen Goldstein fez estudos sobre a natureza elétrica da matéria e percebeu que os átomos de hidrogênio (o átomo mais leve existente) obtinha uma taxa desvio muito pequeno quando submetido a um campo elétrico ou magnético, as experimentações levaram a conclusão que ele é eletricamente neutro, logo deve haver partículas positivas e negativas em harmonia, a idéia de Dalton passa a ser obsoleta frente a teoria do pesquisador Joseph John Thomson, que divide o átomo em prótons e elétrons.

Modelo Atômico de Thomson

Dalton e seu entendimento de como seria o átomo.

O modelo de Thomson dá respostas satisfatórias aos seguintes fenômenos:

• Corrente elétrica: Sendo considerado um fluxo de eletróns
• Formação de íons: Como os íons são a existência de elétrons a mais ou a menos que prótons (+Cátion, -Ânion).
• Eletrização por atrito: O atrito separa as cargas elétricas entre os corpos. Parte negativa fica em um corpo, por exemplo caneta e parte positiva em outro, por exemplo um tecido.
• Descargas elétricas em gases: Os elétrons são arrancados de seu estado estável no átomo por outros elétrons provenientes da descarga elétrica.

A descoberta da radioatividade de elementos como urânio, polônio e rádio onde percebe-se a liberação de radiações de três tipos: alfa de carga elétrica positiva, beta de carga elétrica negativa e os raios gama de carga elétrica neutra, ajudou ainda mais a consolidar a idéia de átomo como partícula divisível. Esta descoberta da divisão do átomo em três partículas se deu graças ao pesquisador Rutheford.

Rutheford desenvolveu um modelo atômico melhor elaborado do que Thomson. A experiência que lhe permitiu imaginar tal modelo atômico ocorreu da seguinte forma.

Experimento de Rutherford

Utilizando do material polônio Rutheford bombardeou um finíssima película de ouro com raios a alfa, o qual é importante frisar que a carga elétrica é positiva, a maioria das partículas atravessaram a película sem problemas, gerando manchas no papel fotográfico atrás dela, outras eram desviada e uma pequena quantidade era rebatida. Ora se o modelo atômico de Thomson estivesse correto todas as partículas emitidas seriam rebatidas ao se chocarem com uma parede de átomos justapostos. Através do raciocínio Rutheford chegou a conclusão que a carga positiva do átomo ficava no centro da estrutura atômica, uma espécie de núcleo, a carga negativa, os elétrons orbitavam em torno do núcleo. A imagem acima mostra o motivo para apenas algumas partículas alfa sofrerem desvios da rota, só aquelas que se chocavam com núcleo, que também possui carga elétrica positiva, recuavam ou eram desviadas. Para este modelo se manter deve-se admitir o equilíbrio elétrico do átomo, logo a carga elétrica dos prótons deve ser a mesma dos elétrons, outra admissão necessária é a existência de partículas positivas, caso contrário elas se repeliriam intensamente de maneira que a estrutura atômica não poderia se manter, surge disto a aceitação da existência de partículas neutras dentro do átomo, convenientemente batizadas de nêutrons, estas partículas neutras isolam as partículas positivas.

Hoje sabemos que o elétron é igual a 1/1836 vezes o tamanho do próton. A identificação mais exata da massa do elétron nos permite diferenciar átomos de diferentes elementos, a quantidade de prótons presente no átomo é  a característica que o define.

ÁTOMO IMAGINADO POR RUTHERFORD

Em relação a quantidade de partículas presentes no átomo temos algumas classificações e informações a considerar:

• Número atômico: representado pela letra Z, significa a quantidade de prótons existente em um átomo, quando o átomo esta eletricamente neutro, sua representação é na parte inferior da letra que representa o átomo no lado esquerdo, _ZX.
• Número de massa: Representado pela letra A, o número de massa é o peso atômico do átomo, ou seja quantas partículas há no núcleo do átomo. A fórmula do número de massa é a quantidade de prótons (Z) + a quantidade de nêutrons. Desconsidera a presença do elétrons pois seu peso é praticamente inexistente comparado ao peso do átomo.

Um elemento químico é representado pelo seu número atômico e seu número de massa.

ÍONS

Íons são átomos com carga elétrica alterada, pode ser positiva ou negativa, pode ocorrer se por acaso o átomo vier a perder ou ganhar elétron. Se perder, como o elétron tem carga negativa o átomo fica com carga positiva, ele pode então ser chamado de cátion, se vier a  receber elétron sua carga que a principio é eletricamente neutra se torna negativa, o átomo é considerado um ânion.

Baseando nas informações de número de prótons e nêutrons, podemos fazer algumas comparações entre os átomos. Uma classificação surgiu de tais comparações: os isótopos, isótonos e isóbaros.

ISOTOPOS: Os átomos são considerados Isótopos quando tem igual quantidade de prótons e diferente número de massa. Exemplo: as moléculas de hidrogênio com mais nêutrons:

₁H²    ₁H³   ₁H¹

A massa é diferente, mas o número de prótons é o mesmo, são pois isótopos.

ISOTONOS: Tem a mesma quantidade de nêutrons, mas diferente número atômico

₁₇Cl³⁷          ₂₀Ca⁴⁰

Sabemos que é possível calcular a quantidade de nêutrons diminuindo da massa A os prótons (p)    A-p=n, no exemplo temos  Cloro de massa igual a 37 e número atômico (número de prótons) igual a 17, 37-17=20 nêutrons. No segundo elemento temos A=40 Z=20, então 40-20=n, 40-20=20 nêutrons, são isotonos.

ISOBÁROS: Átomos com mesma massa, mas diferente número atômico. Exemplo:

₁₉K⁴⁰   ₂₀Ca⁴⁰

Basta observar o número de massa A, na parte superior dos elementos, como os dois elementos do exemplo têm a mesma massa, eles são considerados isóbaros.

Para uma melhor identificação de qual é qual basta atentar para a letra após iso (que significa igual).

isótoPos è prótons iguais.

isótoNos è nêutrons iguais.

isóbAros è massa iguais.

Novo Avanço no Modelo Atômico

O modelo atômico de Rutheford é um avanço em relação ao modelo de Thomson, mas ainda há nele paradigmas não resolvidos. O elétron deve girar em trono do núcleo para não ser atraído, mas a mecânica clássica admite que uma partícula de energia em movimento deve consumir energia no ato de movimentar-se. Eis uma questão que só seria respondida posteriormente pelo cientista Niels Henrik David Bohr, mas antes vou apresentar noções sobre ondas, necessárias para um progresso eficiente de nossos estudos.

ONDAS

Na física existe uma área que se dedica ao estudo das ondas, chama-se mecânica ondulatória. Três grandezas físicas são essenciais para o correto estudo das ondas.

1.      Velocidade de propagação: Representada pela letra (v), equivale a dizer a que velocidade a onda avança em seu trajeto.

2.      Freqüência: Representado pela letra (f), equivale a saber que velocidade surge uma nova onda na mesma linha das outras já propagadas, pode ser medida em ciclos por minuto ou segundo.

3.      Comprimento da onda: representado pela letra grega  (lambda), equivale a distância entre a crista de uma onda e outra mais próxima.

A velocidade de propagação é equivalente a freqüência multiplicada pelo comprimento de onda.

V=F*l

Exemplo: Se a freqüência é 4 ondas por minuto e o comprimento de onda é 0,5 metros, a velocidade de propagação equivale a:

V=4*0,5

V=2 m/min

ONDAS ELETROMAGNÉTICAS

Ondas eletromagnéticas: são formadas pelas oscilações de um campo elétrico e um magnético.

A luz visível é um exemplo comum de onda eletromagnética. Podemos observar o comportamento da luz visível que ao atravessar um prisma ela se divide em sete cores, são sete diferentes comprimentos de ondas que se intercalando formam a luz visível. Entretanto esta faixa de iluminação que percebemos a olho nu é apenas uma pequena fração do espectrômetro completo de radiação eletromagnética, diferentes comprimentos de onda que representam vários tipos de raios, que podem ter várias funcionalidades, desde onda longas de rádio l * 10⁶ a radiação g (gama) l *10^-12.

OBS: No vácuo a velocidade de propagação de uma onda eletromagnética é sempre 300.000 km/s, independente do comprimento de onda.

A iluminação visível provinda do sol ao atravessar um prisma se divide nas sete cores do arco íris, preenche todas as partes do espectro contínuo. No início do século XX foi percebido que se ao invés de luz natural fosse utilizado luzes de gases sob alta tensão e baixa pressão, a luz emitida pelos raios luminosos de gases não preenchiam todo o espectro, mas apenas umas finas linhas.

Foi observado que diferentes elementos formam diferentes modelos de coloração no espectro luminoso. Mais uma vez surge questões que envolvem matéria e energia. A resposta satisfatória surgiu com o modelo atômico batizado de Rutheford-Bohr.

OS POSTULADOS DE BOHR

A teoria de Bohr nos leva a aceitar três fatos sobre o comportamento do átomo.

1.      Os elétrons giram em órbitas estacionárias, na qual não recebem nem perdem energia.

2.      Ao saltar de uma órbita para outra mais externa os elétrons podem receber energia, se o inverso ocorre eles perdem energia, a liberação de energia ocorre sob a forma de fótons (luz), os milhões de saltos por segundo que ocorre nos elétrons dentro da órbita gera ondas eletromagnéticas específicas que são lidas pelo espectrômetro, quanto mais elétrons conter o átomo maior a quantidade de raios emitidos, mais colorido se torna o esctômetro.

Após todas as experiências chegamos ao modelo Rutherfor-Bohr, atualmente mais usado para elucidar o funcionamento do átomo, embora não plenamente perfeito.

Atualmente sabe-se que os elementos conhecidos têm seus elétrons espalhados por sete órbitas estacionárias, conhecidas como K,L,M,N,M,O,P e Q e que cada órbita suporta um número específico de elétrons, como apresentado na tabela:

ÓRBITAS	QUANTIDADE DE ELÉTRONS
K	2
L	8
M	18
N	32
O	32
P	18
Q	2

OBS: As camadas O, P e Q podem suportar um número maior de elétrons, mas não conhecemos elementos que ultrapassem as quantidades demonstradas aqui.

Sendo o elétron um ente físico com comportamento dual, ora como partícula, ora como onda em movimento tão elevado que se torna impossível um cálculo preciso de sua posição espacial, os cientistas preferem aborda-lo e identifica-lo pela quantidade de energia presente nele.

As informações necessárias para identificar corretamente os elétrons se encontram nos quatro seguintes números quânticos.

1.      ORBITA = Nível energético è Representado pela letra “n”

2.      SUBNÍVEL = Representado pela letra “l”

3.      ORBITAL = Número quântico magnético è Representa pela letra “m” ou “m_(l)”

4.      SPÍN = Representado pela letra “m_(s)” ou “s”

1.      ORBITA: É o nível energético ou número quântico principal, composto por órbitas estacionárias, K, L, M, N, O, P e Q ou seus respectivos números 1, 2, 3, 4, 5, 6 e 7.

2.      SUBNÍVEL: São as subcamadas, podem ser chamadas de número quântico secundário_(l), são no máximo quatro representada pelas letras S, P, D e F, ou seus respectivos valores 0, 1, 2 ou 3.

3.      NÚMERO QUÂNTICO MAGNÉTICO (m) OU (m_l), NÚMERO DE ORBITAL: cada subnível energético suporta uma quantidade de orbitais.

S = 1 orbital

P = 3 orbitais

D = 5 orbitais

F = 7 orbitais

           Sendo o orbital representado por:

0

 = Subnível S

-1

0

1

 = Subnível P

-2

-1

0

1

2

 = Subnível D

-3

-2

-1

0

1

2

3

  = Subnível F

O terceiro número quântico é pois o número do orbital onde está o elétron, podendo ser –3, -2, -1, 0, 1, 2, 3.

4.      SPIN: O quarto número quântico do elétron é o spin representado pela letra (M_S) ou (s), spin vem do inglês, significa girar, é muito importante pois os elétrons giram em torno do próprio eixo, isto lhes dá a propriedade de atrairem-se ou repelirem-se devido à carga magnética gerada pelo giro, num mesmo orbital os elétrons devem girar em sentido contrário para serem atraídos magneticamente, esta atração magnética equivale à repulsão elétrica devido às cargas negativas dos elétrons, sendo assim  um orbital suporta no máximo dois  elétrons, isto mantém o equilíbrio do sistema.

OBS: Se por exemplo o subnível energético tiver 7 orbitais, mas só for ocupado por 9 elétrons, o preenchimento dos orbitais deve ocorrer da seguinte forma:

1º elétron (-1/2) 8º elétron (1/2)

2º elétron (-1/2) 9º elétron (1/2)

3º elétron (-1/2)

4º elétron (-1/2)

5º elétron (-1/2)

6º elétron (-1/2)

7º elétron (-1/2)

Todos os orbitais do subnível devem receber um elétron para só depois o primeiro orbital receber o segundo, assim sucessivamente até todos os orbitais conterem dois elétrons.

Por convenção o primeiro elétron é de carga magnética negativa -½ e o segundo elétron de carga magnética positiva ½.

Nenhum elétron no átomo terá os quatro mesmo números quânticos que outro elétron. Estes números identificam o elétron

N = 1, 2, 3,4, 5, 6 ou 7

(l) = 0, 1, 2 ou 3

M = -3, -2, -1, 0, 1, 2 ou 3

S= -1/2 ou ½

Um erro comum ao estudar o átomo é acreditar que quanto mais afastado do núcleo, mais energético ele se torna em relação aos outros. Na verdade a elétrons em subcamadas mais energéticos do que os que estão na última camada, uma maneira rápida de identificar qual a carga energética do elétron é somar o número da sua camada com o número da subcamada.

N+(l)=quantidade de energia

1º exemplo: O+F=X   >>> 5ª camada + 4º subnível = X    >>>  5+3=8

2º exemplo: Q+S=X   >>>  7ª camada + 1ª subnível = X   >>>  7+0=7

Nos exemplos acima dá para perceber que o elétron mais próximo do núcleo é ainda mais energético do que o mais distante.

O cientista Linus Carl Pauling criou um diagrama que nos permite fazer a distribuição eletrônica correta dos átomos de maneira mais facilitada.

OBS: Nessa distribuição é preciso tomar atenção especial aos íons (ânions e cátions), os elétrons recebidos ou perdidos se aderem ou saem da última camada e não do subnível mais energético.