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quarta-feira, 27 de abril de 2011

Introdução

Cada substância no universo, rochas, mar, ser humano, os planetas e até mesmo as mais distantes estrelas são inteiramente feitos de partículas minúsculas chamadas átomos, que são pequenos demais para serem fotografados.
Essas pequenas partículas são estudadas na Química (ciência que cresceu na meia-idade) e na Física.
Para entender a complexidade desses átomos, diversos cientistas, como Rutherford, Dalton, Bohr e Thomson, articularam várias teorias. No século XIX, as diferentes leis de combinação e a tabela periódica dos elementos, criada em 1871, reforçaram o estudo da constituição dos átomos.
Após séculos de estudos sobre a interpretação da composição, propriedades, estruturas e transformações destas minúsculas partículas, chegou ao modelo que conhecemos hoje.

História dos Modelos Atômicos

       Na antiguidade acreditava-se que dividindo a matéria em pedaços cada vez menores, chegar-se-ia a um ponto onde partículas, cada vez menores, seriam invisíveis ao olho humano e, segundo alguns pensadores, indivisíveis. Graças a essa propriedade, receberam o nome de átomos, termo que significa indivisíveis, em grego. Foi quando surgiu entre os filósofos gregos o termo atomismo.
       Parmênides propôs a teoria da unidade e imutabilidade do ser, esta, estava em constante mutação através dos postulados de Heráclito.
       O atomismo foi a teoria cujas intuições mais se aproximaram das modernas concepções científicas sobre o modelo atômico.

Modelo de Dalton

Em 1808, John Dalton, um professor inglês, propôs a idéia de que as propriedades da matéria podem ser explicadas em termos de comportamento de partículas finitas, unitárias. Propôs que o átomo seria como "uma bola de bilhar".



O modelo de Dalton baseava-se nas seguintes hipóteses:
- Tudo que existe na natureza é composto por diminutas partículas denominadas átomos.
- Os átomos são indivisíveis e indestrutíveis;
- Existe um número pequeno de elementos químicos diferentes na natureza;
- Reunindo átomos iguais ou diferentes nas variadas proporções, podemos formar todas as matérias do universo conhecidos;
Para Dalton o átomo era um sistema contínuo.
Apesar de um modelo simples, Dalton deu um grande passo na elaboração de um modelo atômico, pois foi o que instigou na busca por algumas respostas e proposição de futuros modelos.

As principais informações da Teoria Atômica de Dalton são:
  • a matéria é formada por partículas extremamente pequenas chamadas átomos;
  • os átomos são esferas maciças, indestrutíveis e intransformáveis;
  • átomos que apresentam mesmas propriedades (tamanho, massa e forma) constituem um elemento químico;
  • átomos de elementos diferentes possuem propriedades diferentes;
  • os átomos podem se unir entre si formando "átomos compostos";
  • uma reação química nada mais é do que a união e separação de átomos. 

Modelo de Thomson

         O modelo atômico de Thomson (também conhecido como modelo do pudim de passas ou ainda como modelo do bolo de ameixa) é uma teoria sobre a estrutura atômica proposta por Joseph John Thomson, descobridor do elétron e da relaçao entre a carga e a massa do elétron, antes do descobrimento do próton ou do neutron.
         Os elétrons podiam ser considerados como constituintes básicos dos átomos.
     No modelo de J. J. Thomson, proposto em 1904, o átomo era considerado como um tipo de fluido com uma distribuição esférica contínua de carga positiva onde se incrustavam um certo número de elétrons, com carga negativa, o suficiente para neutralizar a carga positiva.


        O modelo tinha como hipótese a existência de configurações estáveis para os elétrons ao redor das quais estes oscilariam.
        Contudo, segundo a teoria eletromagnética clássica ( para um melhor entendimento sobre essa teoria acesse ), não pode existir qualquer configuração estável num sistema de partículas carregadas se a única interação entre elas é de caráter eletromagnético.
         Além disso, como qualquer partícula com carga elétrica em movimento acelerado emite radiação eletromagnética, o modelo tinha como outra hipótese que os modos normais das oscilações dos elétrons deveriam ter as mesmas freqüências que aquelas que se observavam associadas às raias dos espectros atômicos.
Mas não foi encontrada qualquer configuração para os elétrons de qualquer átomo cujos modos normais tivessem qualquer uma das freqüências esperadas.
        De qualquer modo, o modelo de Thomson foi abandonado principalmente devido aos resultados do experimento de Rutherford.

Modelo de Rutherford

           O modelo atômico de Rutherford, também conhecido como modelo planetário do átomo, é uma teoria sobre a estrutura do átomo proposta pelo físico neozelandês Ernest Rutherford.
           Segundo esta teoria, o átomo teria um núcleo positivo, que seria muito pequeno em relação ao todo mas teria grande massa e, ao redor deste, os elétrons, que descreveriam órbitas circulares em altas velocidades, para não serem atraídos e caírem sobre o núcleo.
          A eletrosfera - local onde se situam os elétrons - seria cerca de dez mil vezes maior do que o núcleo atômico, e entre eles haveria um espaço vazio.

         A falha do modelo de Rutherford é mostrada pela teoria do eletromagnetismo, de que toda partícula com carga elétrica submetida a uma aceleração origina a emissão de uma onda eletromagnética.
           O elétron em seu movimento orbital está submetido a uma aceleração centrípeta e, portanto, emitirá energia na forma de onda eletromagnética.
        Essa emissão, pelo Princípio da conservação da energia, faria com que o elétron perdesse energia cinética e potencial, caindo progressivamente sobre o núcleo, fato que não ocorre na prática.
            Esta falha foi corrigida pelo Modelo atômico de Bohr.

Modelo de Bohr

       Bohr começou por presumir que os elétrons em órbita não descreviam movimento em espiral em direção ao núcleo. Isto contradizia tudo que se conhecia de eletricidade e magnetismo, mas adaptava-se ao modo pelo qual as coisas aconteciam.

       Nesta ocasião Bohr determinou suas duas leis para o que realmente ocorre.

Primeira Lei: os elétrons podem girar em órbita somente a determinadas distâncias permitidas do núcleo.

       Este é um comportamento muito diferente daquele dos objetos que nos cercam. Suponha que uma bola arremessada de uma sala só pudesse seguir 2 ou 3 trajetos determinados, em vez das centenas de trajetos diferentes que ela realmente pode seguir. Seria como se a sala tivesse trajetos invisíveis orientando a bola. Assim, a lei de Bohr afirma que os elétrons agem como se o espaço ao redor do núcleo atômico possuísse trajetos invisíveis. Mas Bohr não deu justificativa para esta estranha situação.

Segunda Lei: um átomo irradia energia quando um elétron salta de uma órbita de maior energia para uma de menor energia.

       Além disso, um átomo absorve energia quando um elétron é deslocado de uma órbita de menor energia para uma órbita de maior energia.
Em outras palavras, os elétrons saltam de uma órbita permitida para outra à medida que os átomos irradiam ou absorve energia. As órbitas externas do átomo possuem mais energia do que as órbitas internas. Por conseguinte, se um elétron salta da órbita 2 para a órbita 1, há emissão de luz, por outro lado, se luz de energia adequada atingir o átomo, esta é capaz de impelir um elétron da órbita 1 para a órbita 2. Neste processo, a luz é absorvida.




A linha vermelha no espectro atômico é causada por elétrons saltando da terceira órbita para a segunda órbita.









A linha verde-azulada no espectro atômico é causada por elétrons saltando da quarta órbita para a segunda órbita.









A linha azul no espectro atômico é causada por elétrons saltando da quinta órbita para a segunda órbita.










A linha violeta mais brilhante no espectro atômico é causada por elétrons saltando da sexta órbita para a segunda órbita.

        É interessante notar que os comprimentos de onda da luz encontrada no espectro do hidrogênio corresponde à diferentes órbitas. (O comprimento de onda guarda relação com a energia. Os menores comprimentos de onda de luz significam vibrações mais rápidas e maior energia). Por exemplo, a linha verde-azulada no espectro linear do hidrogênio é causada por elétrons que saltam da Quarta órbita para a Segunda órbita. A figura mostra como cada linha no espectro resulta de um determinado salto de elétrons

Erwin Schrödinger, Louis Victor de Broglie e Werner Heisenberg

Erwin Schrödinger, Louis Victor de Broglie e Werner Heisenberg reuniram os conhecimentos de seus antecessores e desenvolveram uma nova teoria do modelo atômico, e postularam uma nova visão, chamada de Mecânica Ondulatória. Fundamentada na hipótese  de que todo elétrons pode comportar-se como onda e partícula, Heisenberg, em 1925, postulou o Princípio da Incerteza.

                O átomo deixou de ser indivisível como acreditavam filósofos gregos antigos e Dalton. O modelo atômico portanto, passou a se constituir na verdade, de uma estrutura mais complexa.

                 Para Schrodinger, o elétron descreve órbita elípitica.

Modelo de James

James Chadwick

                

A descoberta da terceira patícula fundamental fora feita pelo físico britânico Chadwick em 1932, resolvendo os problemas de radiação alfa encontrados no modelo atômico de Rutherford. A descoberta de tal partícula, conhecida como nêutron, foi de extrema dificuldade pois faltava partícula de carga elétrica. Concluiu-se:

·         Átomos consistem de núcleos muito pequenos e extremamente denso, rodeado por uma nuvem (eletrosfera) de elétrons a distâncias relativamente grandes dos núcleos.


·         Todo núcleo de um atómo contém protóns e nêutrons.




O Atual Modelo Atômico

 

          

         O modelo atômico atual é um modelo matemático-probabilístico que se baseia em dois princípios:

          I.   Princípio da Incerteza de Heisenberg: é impossível determinar com precisão a posição e a velocidade de um elétron num mesmo instante;

         II.   Princípio da Dualidade da Matéria de Louis de Broglie: o elétron apresenta característica DUAL, ou seja, comporta-se como matéria e energia sendo uma particula-onda


O modelo atômico atual aceita tais princípios:                      

·         Elétrons possuem carga negativa, massa muito  pequena e se movem em órbitras ao redor do núcleo atômico;

·         O núcleo atômico está situado no centro do átomo, sendo constituído por prótons que são partículas de carga elétrica positiva, cuja massa é de aproximadamente 1.837vezes superio a massa do eletrón, e por nêutrons, partículas sem carga e com massa ligeiramente superior a dos protóns;

·         O átomo é eletricamente neutro porque possui número igual de elétrons e protóns;

·         O número de protóns no átomo se chama número atômico, representado pela letra Z e utilizado para estabelecer o lugar de um determinado elemento na tabela periódica.

·         A tabela periódica é uma ordenação sistemática dos elementos químicos conhecidos;

·         Cada elemento possui um número de elétrons distribuidos nos diferentes níveis de energia do átomo correspondente;

·         Os níveis energéticos (ou camadas), são denominados pelos símbolos K, L, M, N, O, P e Q;

·         A camada mais próxima do núcleo (K) comporta somente dois elétrons. As camadas L e Q comportam oito elétrons. As camadas M e P comportam dezoito elétrons. E por fim, as camadas N e O comportam trinta e dois elétrons.

·         Os elétrons da última camada são responsáveis pelo comportamento químico do elemento e por isso são denominados de Elétrons de Valência;

·         O número de massa (representado pela letra A) é equivaletne à soma do número de protóns e nêutrons presentes no núcleo;

    • Calculando: A= Z + N ou N = A - Z
      • Sendo:
      • A: Massa
      • Z: Número Atômico ou Número de Prótons
      • N: Número de Neutróns


  • Exemplo: O elemento Cálcio tem 20 prótons, sua massa é de 90g, qual será o número de nêutrons?
Usando a fórmula temos: 90 = 20 + N. Logo, N tem valor de 70. Conclui-se que o número de nêutrons neste elemento é setenta.

Região Orbital

Dirac calculou a região de probabilidade e determinou os quatro números quânticos, que são:

  • Número Quântico Principal: localiza o elétron em seu nível de energia. Ele assume valores que vão de 1 a 7 com camadas divididas em K, L, M, N, O, P e Q.




  • Número Quântico Secundário: localiza o elétron no seu sub-nível de energia, sendo cada um representado pelas letras: S, P, D, F, G, H, I e etc. A ordem de preenchimento dos orbitais é definida segundo um diagrama conhecido como Diagrama de Linus Pauling    








    • Número Quântico Magnético: localiza o elétron no orbital e dá a orientação espacial dos orbitais. O número quântico magnético pode assumir valores que vão desde - l até + l, passando pelo zero.



    • Número Quântico de Spin: este número está relacionado com o movimento re rotação do elétron em um orbital. Assume apenas dois valores que são: -½ e ½.

    Efeito Fotoelétrico

         Albert Einstein aplicou a resolução de um fenômeno inexplicável até 1905: o Efeito Fotoelétrico (emissão de elétrons para superfícies de metais quando iluminado com luz de frequência adequada). O estudo quantitativo deste efeito, levou às seguintes conclusões:
    • Para cada metal há uma frequência mínima, abaixo do qual nenhum efeito fotoelétrico ocorre;
    • Se a frequência da luz incidente é maios que a frequência mínima, a intensidade da corrente fotoelétrica é proporcional à intensidade da radiação;
    • A emissão de elétrons é praticamente instantânea;
    • A energia cinética dos elétrons emitidos aumenta com o aumento da frequência da luz.

    Física Quantica

    A Física Quântica surgiu em 1925 como resultados do trabalho de Heisenberg, Schrödinger, Born e Dirac. É capaz de explicar satisfatoriamente a constituição atômica e fenômenos físicos e químicos.
    Seu ponto de partida foi à dualidade onda partícula de Louis de Broglie (matéria se comporta como ondas) e o Princípio da incerteza de Heisenberg (não se pode determinar simultaneamente a posição e o momento de uma partícula na eletrosfera).

    Resumão

     Nome do Autor

    Fundamentos
    John Dalton John Dalton

    •  Descontinuidade da matéria
    •  Átomos do mesmo tipo têm a mesma massa e propriedades (que não inclui o conceito de isótopos) 
    JJ Thomson JJ Thomson

    • Divisibilidade do átomo
    • O átomo é considerado como uma esfera de carga positiva com elétrons distribuídos em pequenos grânulos. 
    E.Rutherford E. Rutherford

    •  Conceitos básicos e da Casca
    • Elétrons orbitam o núcleo como os planetas ao redor do Sol (modelo planetário). 
    Niels Bohr Niels Bohr

    • Preconceitos
      • Espectros atômicos
      • A teoria quântica de Planck
    •  Bohr postula
    •  Números quânticos:
      • Correção Sommerfeld
      •  Efeito Zeemann
      •  Paramagnética eletrônica 

      Conclusão

      Os átomos estão presentes em todo corpo existente, é muito importante o estudo deste. Cada vez mais há uma nova descoberta, e assim as teses do modelo atômico vão se aperfeiçoando.  
      Os conhecimentos científicos estão intimamente ligados ao grande desenvolvimento tecnológico da nossa sociedade atual. Assim pode-se dizer que o desenvolvimento dos modelos atômicos foi um dos responsáveis pelo avanço no ramo médico que vai desde medicamentos até os modernos aparelhos de ressonância magnética.

      Bibliografia