Os Modelos Atômicos

1 - O Atomismo: Demócrito e Leucipo, entre outros filósofos gregos acreditavam que a matéria na qual o mundo era feito era constituído por partículas indivisíveis chamadas de átomos. Antes da ideia do atomismo, os gregos antigos acreditavam que toda a matérias era criadas a partir dos quatro elementos fundamentais: água, fogo, terra e ar.

2- Modelo Atômico de Dalton (1804 ~ 1807):

John Dalton desenvolveu o primeiro modelo atômico científico. Para ele, os átomos são componente básicos da matéria. Todos os átomos de um dado elemento são idênticos; os átomos de diferentes elementos são diferentes e possuem diferentes propriedades (e também diferenças massas). Os átomos não são criados nem destruídos nas reações químicas. O átomo de Dalton é uma esfera indivisível, indestrutível, maciça e sem carga elétrica. Na reação química há um rearranjo de átomos.

3- O Modelo Atômico de Thomson:

J.J Thomson foi o responsável pela descoberta da primeira partícula subatômica em 1897: o elétron. Thomson estava investigando os raios catódicos (raios transmitidos quando uma alta voltagem é aplicada entre dois eletrodos). Ele mostrou que os raios catódicos eram feixe de partículas com cargas negativas. Elas provêm do eletrodo que tem carga negativa, que é chamada de cátodo. Thomson descobriu que as partículas carregadas eram sempre as mesmas independentemente do metal usado no cátodo. Ele concluiu que eram partículas constitutivas de todos os átomos. Essas partículas foram chamadas de elétrons. Veja o vídeo:

Os raios catódicos (elétrons) se originam na placa negativa à esquerda e são acelerados em direção à placa positiva, que tem um orifício no centro. Um feixe de elétrons passa através do orifício e é desviado pelos campos magnéticos e elétricos. A razão carga/massa dos elétrons pode ser determinada pela medida dos efeitos dos campos eletromagnéticos na direção do feixe. Embora os elétrons tenham carga negativa, o átomo como um todo é neutro. Portanto, os cientista do começo do século XX sabiam que cada átomo deve conter um número suficiente de cargas positivas para cancelar a carga negativa. Thomson sugeriu um modelo de átomo como uma bolha de material gelatinoso com carga positiva e elétrons suspensos nela como passas em um pudim.

O Modelo "Pudim de Passas" de Thomson

4- O Modelo Atômico de Rutherford (1911):

Rutherford estudava os tipos de radiação (alfa, beta e gama). Em 1911, Rutherford e seus alunos Hans Geiger e Ernest Marsden derrubaram o modelo de Thomson através de um experimento. Ernest Rutherford sabia que alguns elementos como o polônio, emitia feixes de partículas alfa. Ele pediu a seus alunos para atirarem partículas alfa contra uma folha de ouro com alguns poucos átomos de espessura. Se os átomos fossem de fato bolhas de gelatina com cargas positivas, todas as partículas alfa deveriam passar facilmente através da folha sofrendo alguma ligeira deflexão. Porém, Geiger e Marsden descobriram algo surpreendente! Embora quase todas as partículas alfa tivessem passado e sofressem pouco deflexão, cerca de 1 em 20.000 sofria uma deflexão superior a 90º e algumas poucas partículas retornavam á direção de partida.

Os resultados desse experimento sugeriram um novo modelo de átomo no qual existe uma densa carga positiva circundada por um grande volume de espaço quase vazio. Rutherford chamou essa região de carga positiva de núcleo atômico. Seu raciocínio é que quando uma partícula alfa com carga positiva atingia diretamente o núcleo do átomo de ouro, ela era fortemente repelida pela carga positiva do núcleo, sofrendo deflexão de um ângulo grande. As partículas de carga positiva são chamadas de prótons e são 2.000 vezes mais pesadas que os elétrons.

5- A Descoberta do Nêutron: Os nêutrons foram descobertos mais tarde em 1923 pelo cientista James Chadwick. A observação de que existem diferenças de massa entre os átomos de um elemento ajudou os cientistas a refinar o modelo nuclear. Com o avanço da tecnologia, outras partículas subatômicas foram descobertas, como o neutrino, quark, glúon e bósons.

Antes de entrarmos no modelo atômico de Bohr, é preciso saber de algumas coisas!

• Características da Onda Eletromagnética: muito do entendimento atual sobre a estrutura eletrônica dos átomos veio da análise da luz emitida ou absorvida pelas substâncias. A luz que podemos ver é um tipo de radiação eletromagnética. Como a radiação eletromagnética transporta energia pelo espaço ela também é chamada de energia radiante. Existem vários tipos de radiações eletromagnéticas: ondas de rádio, radiação infravermelha (calor) de lareiras incandescentes e os Raios X, podem parecer diferentes entre si, porém possuem características fundamentais. Todos os tipos de radiações eletromagnéticas movem-se no vácuo na velocidade 3,00 x 10⁸ m/s (velocidade da luz). Além disso, todos tem características ondulatórias semelhantes às ondas que se movem na água quando jogamos uma pedra, por exemplo.

Quanto menor o comprimento de onda, maior será a frequência (ciclos por segundo, unidade: Hertz). Observe as oscilações da onda eletromagnética:

• O Espectro Eletromagnético:  

Comprimentos de onda de radiação eletromagnética característicos de várias regiões do espectro eletromagnético. Note que a cor pode ser expressa quantitativamente pelo comprimento de onda. Podemos ver a luz visível por causa das reações químicas que ela provoca em nossos olhos.

• A Energia Quantizada e o Efeito Fotoelétrico: apesar do modelo ondulatório da luz explicar muitas de suas características e comportamentos, existem vários fenômenos que ele não pode explicar: emissão de luz por objetos quentes (radiação do corpo preto), a emissão de elétrons a partir de uma superfície metálica onde a luz incide (o efeito fotoelétrico) e a emissão de luz a partir de átomos de gás excitados por corrente elétrica (espectros de emissão). Esses fenômenos são importantes para entendermos como a radiação eletromagnética e os átomos interagem.

- Radiação do Corpo Preto: 

Quando sólidos são aquecidos, eles emitem radiação. A distribuição do comprimento de onda e de radiação depende da temperatura, um objeto ‘vermelho quente’ que é mais frio do que um objeto ‘quente branco’. No final do século XIX alguns físicos estudavam esse fenômeno tentando entender a relação entre temperatura e a intensidade e os comprimentos de onda da radiação emitida. Em 1900, Max Planck propôs que a energia podia ser liberada ou absorvida por átomos apenas em ‘pacotes’ distintos de tamanhos mínimos. Planck deu o nome de quantum para a menor quantidade de energia que podia ser emitida ou absorvida como radiação eletromagnética. Ele considerou que a energia E, de um único quantum é igual a constante (constante de Planck, 6,63x10^-34J.s), multiplicada pela frequência (ϑ, ni) : E= hϑ. Para entenderas energia quantizadas, observe a seguinte comparação: à medida que você uma rampa, sua energia potencial aumenta (energia de movimento) uniformemente de maneira contínua. Quando você sobe uma escada, você pode pisar apenas em degraus individuais, não entre eles, de modo que sua energia potencial está restrita a determinados valores e, portanto, é quantizada.

- O Efeito Fotoelétrico: 

Poucos anos após Planck apresentar sua teoria os cientistas consideraram a ideia para comprovar um grande número de observações experimentais. Em 1905, Albert Einstein usou a teoria quântica de Planck para explicar o efeito fotoelétrico. Os experimentos tinham mostrado que a luz incidindo em uma superfície metálica leva-a a emitir elétrons. Para cada metal existe uma frequência mínima de luz abaixo da qual nenhum elétron é emitido. Para explicar o efeito fotoelétrico, Einstein supôs que a energia radiante (radiação eletromagnética), atingindo a superfície do metal é um fluxo de pacotes minúsculos de energia. Cada pacote de energia chamada fóton, comporta-se como uma partícula minúscula. Ampliando a teoria quântica de Planck, Einstein deduziu que cada fóton deveria ter uma energia proporcional à frequência da luz: E= hϑ, portanto, a própria energia radiante é quantizada. Veja o vídeo: 

Quando um fóton atinge o metal, ele pode literalmente sumir. Quando isso acontece, sua energia pode ser transferida para um elétron no metal. É necessária uma determinada quantidade de energia para que o elétron vença as forças atrativas que o prendem no metal. Se os fótons da radiação tem menos energia do que o limiar de energia, os elétrons não adquirem energia suficiente para sair da superfície do metal. Se os fótons tem energia suficiente, os elétrons são emitidos. Se os fótons tem mais energia que do a mínima necessária, mais fótons se chocam e mais elétrons vão sair com a mesma energia.

- O Espectro de Linhas: 

Agora você vai entender a capa do disco 'The Dark Side Of The Moon' do Pink Floyd!

Os trabalhos de Planck e Einstein abriram caminho para entendermos como os elétrons estão distribuídos nos átomos. Em 1913 o físico Niels Bohr propôs uma teoria sobre os espectros de linhas, outro fenômeno que intrigava os cientistas da época. Uma fonte específica de energia radiante pode emitir um comprimento de onda único, como a luz de um laser. A radiação composta por um único comprimento de onda é chamada monocromática. Entretanto, a maioria das radiações comuns produz radiações contendo muitos comprimentos de onda diferentes. Quando a radiação é separada em seus diferentes comprimentos de onda componentes, um espectro é produzido. O arco-íris contém luz de todos os comprimentos de onda, e é chamado de espectro contínuo. Nem todas as fontes de radiação produzem um espectro contínuo. Quando diferentes gases são colocados sob pressão em um tubo e uma alta voltagem é aplicada, os gases emitem diferentes cores de luz. Quando a luz vinda de tais tubos passa através de um prisma, apenas linhas de poucos comprimentos de onda estão presentes nos espectros resultantes. As linhas coloridas são separadas por regiões pretas que correspondem a comprimentos de onda ausentes na luz. Um espectro contendo apenas radiações de comprimento de onda específico é chamado espectro de linhas.

Espectros de Linhas do Hidrogênio

6- O modelo atômico de Niel Bohr - 1913

Niels Bohr aprimorou o modelo atômico de Rutherford utilizando a teoria de Planck. Segundo Planck, a energia não é emitida de modo contínuo, mas sim em 'pacotes' - o quantum. utilizando desse conhecimento, Bohr formulou três postulados:

1º - Os elétrons se movem ao redor do núcleo em um número de órbitas limitado, chamadas de órbitas estacionárias.

2º - Quando o elétron se movimenta na órbita estacionária, ele não emite nem absorve energia.

3º - Ao saltar de uma órbita estacionária maior para outra menor, o elétron libera energia. Quando o elétron salta de uma órbita estacionária menor para uma maior ele absorve energia.

Como os elétrons só podem saltar entre órbitas bem definidas, no espectros descontínuos aparecem sempre as mesmas raias de cores bem definidas.

As camadas: em cada camada, os elétrons possuem uma quantidade fixa de energia, por isso elas também são chamadas de níveis de energia. Cada camada comporta um número máximo de elétrons. Veja a seguir:

K=2

L=8

M= 18

N= 32

O=32

P=18

Q=2

7- O Modelo Atual: Modelo Atômico da Mecânica Quântica:

O estudo de partículas grandes aplicada aos átomos já não correspondia. Por isso, surgiu uma nova área na física para o estudo de partículas pequenas como os átomos: a física quântica. O físico francês Louis De Broglie formulou uma hipótese importante para o estudo da natureza do elétron: o elétron e a matéria em geral tem comportamento de onda e de partícula. Uma outra hipótese importante para a criação do novo modelo foi formulada por Werner Heisenberg, conhecida como O Princípio da Incerteza de Heisenberg:

Heisenberg e o Princípio da Incerteza

Já que não podemos prever a posição exata do elétron, o cientista Erwin Schrödinger elaborou uma equação que dá como resultado funções de onda, também chamadas de orbitais (perceba que o termo órbita não é mais usado nesse modelo). O orbital é uma região onde o elétron pode ser encontrado, também chamado de Densidade de Probabilidade.

Estados Energéticos dos Elétrons: através de cálculos matemáticos foi possível concluir que os elétrons se encontram no espaço ao redor do núcleo de acordo com o diagrama energético abaixo:

Observe os seguintes dados da tabela:

Os Níveis Energéticos: Também chamado de camadas (K,L,M,N...). Perceba que os elétrons possuem energia crescente em cada camada. As camadas são identificadas pelo número quântico principal n, que varia de 1 (camada 1) até o infinito.

Subníveis Energéticos: Os orbitais em um átomo são agrupados em conjuntos chamados subníveis energéticos (na ausência de qualquer outro campo magnético aplicado externamente , todos os orbitais em uma dada camada tem a mesma energia. Em átomos no seu estado fundamental, quatro tipo de subníveis são ocupados por elétrons, designados por s, p, d e f, que consistem em 1,3,5 e 7 orbitais respectivamente. São identificados pelo número quântico secundário (l).

Orbitais: Correspondem aos estados que podem ser ocupados por um elétron em um átomo. A palavra também corresponde à região do espaço de maior manifestação eletrônica. Cada orbital  acomoda no máximo dois elétrons e quando dois elétrons ocupam o mesmo orbital, são ditos emparelhados. Os orbitais são identificados pelo número quântico magnético (ml).

Representação da superfície limite dos orbitais s, p, d e f.

 Resumindo:

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