Modelos atômicos


MODELO ATÔMICO DE DEMÓCRITO

Demócrito afirma na sua teoria Atomística que o universo tem uma constituição elementar única que é o átomo, partícula invisível, indivisível, impenetrável e animada de movimento próprio. As vibrações dos átomos provocam todas as nossas sensações.

MODELO ATÔMICO DE DALTON

John Dalton, em 1803, criou um modelo que retomava o antigo conceito dos gregos. Ele imaginou o átomo como uma pequena esfera, com massa definida e propriedades características. Dessa forma, todas as transformações químicas podiam ser explicadas pelo arranjo de átomos. Toda matéria é constituída por átomos. Esses são as menores partículas que a constituem; são indivisíveis e indestrutíveis, e não podem ser transformados em outros, nem mesmo durante os fenômenos químicos. Os átomos de um mesmo elemento químico são idênticos em massa e se comportam igualmente em transformações químicas. As transformações químicas ocorrem por separação e união de átomos. Isto é, os átomos de uma substância que estão combinados de um certo modo, separam-se, unindo-se novamente de uma outra maneira.


Bola de bilhar

Faz parte do projeto dos professores Alex, Duda e Tasso.

MODELO ATÔMICO DE J. J. THOMSON

J. J. Thomson (1897) descobriu os elétrons em experimentos do Raio Catodo. Para Thomson, os átomos são divisíveise. Átomo contêm minúsculas partículas com carga negativa chamadas elétrons.

Programa da BBC sobre a descoberta do elétron!

Pudim com passas
MODELO ATÔMICO DE RUTHERFORD

E. Rutherford (1911) descobriu o núcleo e propôs a base para a estrutura atômica moderna através de seu experimento do desvio da partícula alfa. Para Rutherford, os átomos são compostos de duas partes: o núcleo e a parte extra-nuclear. Seus experimentos provaram que o átomo é amplamente vazui e que possui um corpo altamente carregado positivamente em seu centro chamado núcleo. O núcleo central é carregado positivamente e os elétrons, com carga negativa, revolvem ao redor do núcleo.

James Chadwick (1932) descobriu os nêutrons. Para Chadwick, os átomos contêm partículas neutras chamadas nêutrons em seus núcleos juntamente com as partículas subatômicas (i.e., elétrons e prótons).


Reportagem da BBC sobre a descoberta do núcleo atômico

Experimento de Rutherford

Permitiu concluir que há um grande espaço vazio entre os átomos; há uma região muito pequena e muito densa denominada de núcleo; o núcleo é positivamente carregado; a região vazia em torno do núcleo é denominada eletrosfera que seria onde os eletróns estão localizados.



(Moderna Plus)

MODELO ATÔMICO DE BOHR

Os problemas com o modelo do átomo de Rutherford foram resolvidos de uma forma surpreendente pelo jovem físico dinamarquês Niels Bohr (1885-1962).

Em 1912, Bohr determinou algumas leis para explicar o modelo pelo qual os elétrons giram em órbita ao redor do núcleo atômico. O que tornou sua abordagem especialmente interessante foi que ele não tentou justificar suas leis ou encontrar razões para elas. As leis faziam muito pouco sentido, quando comparadas com as teorias já bem estabelecidas da Física. Com efeito, Bohr dizia: "Aqui estão algumas leis que parecem impossíveis, porém elas realmente correspondem ao modo como os sistemas atômicos parecem funcionar, de forma que vamos usá-las.

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.

Niels Bohr, imaginou o átomo como um núcleo rodeado por elétrons em sua órbita.

Para tanto, Bohr fez as seguintes hipóteses:

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.

Dando prosseguimento aos trabalhos de Planck e Einstein, Niels Bohr criou um modelo atômico no qual os elétrons ligados ao núcleo só poderiam se apresentar em determinados estados quantizados de energia. Com esse modelo, Bohr conseguiu deduzir teoricamente as freqüências emitidas pelo átomo de hidrogênio, o que deu grande crédito à sua teoria.

Segundo o modelo de Bohr, os elétrons de um átomo, submetidos à ação da força atrativa de Coulomb exercida pelo núcleo, movem-se em torno dele em órbitas semelhantes às dos planetas em torno do Sol, mas sem emitir radiações, como acreditava Maxwell. Além disso, existem duas condições limitativas:

Ao absorver energia, um elétron pode passar de uma órbita mais interna para uma mais externa. Ao fazer a passagem inversa, o elétron libera, sob a forma de radiações eletromagnéticas, a energia correspondente à diferença entre as energias dos níveis das duas órbitas.

Louis de Broglie (1892-1987), partindo de uma idéia que nasceu do átomo quantizado de Bohr, lançou a hipótese de que os elétrons também teriam características de onda.

A partir daí, Erwin Schrõdinger (1887-1961) e Heisenberg (1901-1976) lançaram a mecânica quântica, na qual as partículas elementares são tratadas matematicamente como ondas.

Além do Modelo de Bohr

Como conseqüência do princípio de incerteza de Heisenberg, o conceito de órbita não pode ser mantido numa descrição quântica do átomo. O que podemos calcular é apenas a probabilidade de encontrar um ou outro elétron numa dada região do espaço nas vizinhanças de um núcleo atômico. Da mesma forma, o conceito de estados estacionários, com energias bem definidas, não pode ser mantido.

NÚMEROS QUÂNTICOS

Os números quânticos descrevem as energias dos elétrons nos átomos e são de enorme relevância quando se trata de descrever a posição dos elétrons nos átomos.

Introdução

Estes quatro números quânticos, além de se complementarem, nos permitem fazer uma descrição completa dos elétrons nos átomos, pois eles dizem o nível principal de energia do elétron, o subnível de energia, a orientação espacial da nuvem eletrônica e a orientação do próprio elétron na nuvem. Cada combinação dos quatro números quânticos é única para um elétron:

Estes quatro números quânticos, além de se complementarem, nos permitem fazer uma descrição completa dos elétrons nos átomos, pois eles dizem o nível principal de energia do elétron, o subnível de energia, a orientação espacial da nuvem eletrônica e a orientação do próprio elétron na nuvem. Cada combinação dos quatro números quânticos é única para um elétron.

Os primeiros três números quânticos são usados para descrever orbitais atômicos e a caracterização dos elétrons que neles se encontram. O quarto número quântico, número quântico de spin, é utilizado na descrição do comportamento específico de cada elétron. Assim, qualquer par de elétrons pode ter até três números quânticos iguais sendo que, neste caso, necessariamente, o quarto número quântico deverá ser diferente, ou seja, este par de elétrons estará ocupando o mesmo orbital sendo que os elétrons apresentam spins opostos.

Número quântico principal: n

Este número foi introduzido no terceiro postulado da teoria atômica de Niels Böhr, representando aproximadamente a distância do elétron ao núcleo. Indicando que as órbitas possíveis são aquelas em que o elétron possuí um momento angular múltiplo inteiro de h/2p, isto implica que o elétron não pode estar a qualquer distância do núcleo, mas somente em poucas regiões, chamadas de órbitas.
O Número quântico principal pode apresentar os seguintes valores: n = 1,2,3,4,5,6,7,8.
Os números fracionários, negativos e o zero, não são válidos para o número quântico principal.

Nivel de energia n Camada
1 ° 1 K
2 ° 2 L
3 ° 3 M
4 ° 4 N
5 ° 5 O
6 ° 6 P
7 ° 7 Q

Quanto maior for o valor de n, maior é a distância média do elétron ao núcleo do átomo. Cada nível de energia têm um número máximo de elétrons que é calculado pela expressão 2 x n2.

Número máximo de elétrons
1 ° nivel n = 1 2 n2 = 2.12 = 2
2 ° nivel n = 2 2 n2 = 2.22 = 8
3 ° nivel n = 3 2 n2 = 2.32 = 18
4 ° nivel n = 4 2 n2 = 2.42 = 32

A partir do 4 º nível (n > 4). 2 n2 é o número máximo de elétrons teoricamente possível em cada nível. Entre os átomos conhecidos, em seus estados fundamentais. O número máximo de elétrons nesses níveis é:

5 ° nivel n=5 32 elétrons, 6 ° nivel n=6 18 elétrons, 7 ° nivel n=7 8 elétrons.

Número quântico de momento angular, azimutal ou secondario : l

O número quântico de momento angular, azimutal ou secondario, informa-nos sobre a forma das orbitais. Foi introduzido por Sommerfeld, pois verificou-se que um elétron, numa mesma órbita, apresentava energias diferentes. Tal fato não é possível se as órbitas forem circulares. Sommerfeld sugeriu que as órbitas são elípticas, pois elipses apresentam diferentes excentricidades, ou seja, distâncias diferentes do centro, gerando energias diferentes para uma mesma camada eletrônica.

O número quântico azimutal indica a energia do elétron no subnível. Um nível de energia n é formado por n subníveis de energia, cujos valores de l variam de 0 a (n - 1). Entre os átomos conhecidos em seus estados fundamentais, os subníveis conhecidos são quatro, com os valores de l iguais a 0, 1, 2, 3, em ordem crescente de energia.

Esses subníveis são representados pelas letras s, p, d, f, respectivamente. O nome dos orbitais (s, p, d, f) vem dos nomes dados às linhas do espectro do Hidrogênio em Inglês: s para sharp (afiado), p para principal (principal), d para diffuse (difuso), e f para fundamental (fundamental).

A representação de cada subnível é feita pelo valor de n, seguido da letra que indica o subnível (s, p, d, f).

Tipos de orbital: s, p, d, f :

l = 0 orbital s (max 2e-)         l = 1, l = -1 orbital p (max 6e-)




l = 2 orbital d (max 10e-)
l = 3 orbital f (max 14e-)
Diferença entre órbita e orbital

Enquanto órbita indica uma trajetória regular do elétron em torno do núcleo, orbital indica uma região do espaço onde há grande probabilidade de encontrarmos um elétron. Didaticamente, é a tradução de um conceito clássico determinista para outro quântico e probabilístico. Os orbitais estão relacionados com subníveis de energia nos quais os elétrons se situam dentro do nível principal.

Número quântico magnético : ml

O número quântico magnético, que foi estabelecido também por Sommerfeld, especifica a orientação permitida para uma nuvem eletrônica no espaço, sendo que o número de orientações permitidas está diretamente relacionado à forma da nuvem (designada pelo valor de l). Dessa forma, este número quântico pode assumir valores inteiros de -l, passando por zero, até +l.

Por exemplo:

Número quântico de spin : ms

Spin é o movimento de rotação do elétron em torno do seu eixo.

O movimento do elétron ao redor do núcleo atômico gera um campo magnético externo. Por outro lado, o movimento de rotação do elétron em torno do seu eixo gera outro campo magnético. A mecânica quântica estabelece que a interação desses dois campos magnéticos é quantizada e são possíveis apenas dois estados. Esses dois campos magnéticos ou se orientam paralelamente e no mesmo sentido ou paralelamente e em sentidos opostos. Às duas orientações do spin eletrônico estão associadas energias diferentes, embora muito próximas uma da outra. Foram introduzidos os números quânticos + ½ (↑) e – ½ (↓) para os dois spins possíveis, denominados spin paralelo e spin antiparalelo.



Camadas eletrônicas ou níveis de energia

Para os elementos atuais, os elétrons estão distribuídos em sete camadas eletrônicas (ou sete níveis de energia). As camadas são representadas pelas letras K, L, M, N, O, P e Q ou 1º, 2º, 3º, 4º, 5º, 6º e 7º níveis de energia. Até o momento, temos o seguinte número máximo de elétrons nas camadas.

Camada Número máximo de elétrons
K 2
L 8
M 18
N 32
O 32
P 18
Q 8

Pauling apresentou esta distribuição dividida em níveis e subníveis de energia, em que os níveis são as camadas e os subníveis divisões destes (representados pelas letras s, p, d, f), possuindo cada um destes subníveis também um número máximo de elétrons.

Subnível
Número máximo de elétrons
Nomenclatura
s 2 s2
p 6 p6
d 10 d10
f 14 f14

Quando combinados níveis e subníveis, a tabela de distribuição eletrônica assume a seguinte configuração:

Camada
Nível
Subnível
Total de elétrons
s2
p6
d10
f14
K 1 1s       2
2s 2p     8
3 3s  3p  3d    18 
4s  4p  4d  4f  32 
5s  5p  5d  5f  32 
P 6s  6p  6d    18 
7s   7p    

Configurações electrónicas do estado fundamental segue-se um método conhecido como :

Regra de Aufbau :



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