O documento descreve a evolução dos modelos atômicos ao longo do tempo, começando pelas ideias filosóficas de Leucipo e Demócrito no século V a.C. até chegar à teoria quântica no século XX. Destaca os principais modelos propostos por Dalton, Thomson, Rutherford e Bohr e como cada um contribuiu para o entendimento moderno da estrutura atômica.

1. ATOMÍSTICA Colégio da Polícia Militar Unidade Ayrton Senna Profª Especialista Thaiza Montine http://quimilokos.weblogger.com.br/

2. A Evolução dos Modelos Atômicos Leucipo (450 a. C.) (pensamento filosófico) Leucipo viveu por volta de 450 a. C. (à 2.450 de anos atrás) e dizia que a matéria podia ser dividida em partículas cada vez menores, até chegar-se a um limite.

3. Demócrito (pensamento filosófico) Demócrito, discípulo de Leucipo, viveu por volta de 470 a 380 a. C. e afirmava que a matéria era descontínua , isto é, a matéria era formada por minúsculas partículas indivisíveis, as quais foram denominadas de átomo (que em grego significa "indivisível"). Demócrito postulou que todos os tipos de matéria era formada a partir da combinação de átomos de 4 elementos: água, ar , terra e fogo. O modelo da matéria descontínua foi rejeitada por um dos grandes filósofos da época, Aristóteles , o qual afirmava que a matéria era contínua , isto é, a matéria vista como um "todo inteiro" ( contrastando com a idéia de que a matéria era constituída por minúsculas partículas indivisíveis).

4. Dalton (1.808) (métodos experimentais) O químico inglês John Dalton, que viveu entre 1.766 a 1.825, afirmava que o átomo era a partícula elementar, a menor partícula que constituía a matéria. Em 1.808, Dalton apresentou seu modelo atômico: o átomo como uma minúscula esfera maciça, indivisível, impenetrável e indestrutível. Para ele, todos os átomos de um mesmo elemento químico são iguais, até mesmo as suas massas. Hoje, nota-se um equívoco pelo fato da existência dos isótopos, os quais são átomos de um mesmo elemento químico que possuem entre si massas diferentes. Seu modelo atômico também é conhecido como " modelo da bola de bilhar". Modelo Atômico de Dalton: "bola de bilhar". O átomo seria uma esfera (partícula) maciça e indivisível.

5. Thomson (1.897) (métodos experimentais) Pesquisando os raios catódicos , o físico inglês J. J. Thomson demonstrou que os mesmos podiam ser interpretados como sendo um feixe de partículas carregadas de energia elétrica negativa, as quais foram chamadas de elétrons. Utilizando campos magnéticos e elétricos, Thomson conseguiu determinar a relação entre a carga e a massa do elétron. Ele conclui que os elétrons (raios catódicos) deveriam ser constituintes de todo tipo de matéria pois observou que a relação carga/massa do elétron era a mesma para qualquer gás que fosse colocado na Ampola de Crookes (tubo de vidro rarefeito no qual se faz descargas elétricas em campos elétricos e magnéticos). Com base em suas conclusões, Thomson colocou por terra o modelo do átomo indivisível e apresentou seu modelo, conhecido também como o " modelo de pudim com passas" :

6. Modelo de Thomsom: "pudim com passas". O pudim é toda a esfera positiva (em azul) e as passas são os elétrons (em amarelo), de carga negativa.

7. Rutherford (1911) (métodos experimentais) Rutherford bombardeou uma fina lâmina de ouro (0,0001 mm) com partículas "alfa" (núcleo de átomo de hélio: 2 prótons e 2 nêutrons), emitidas pelo "polônio" (Po), contido num bloco de chumbo (Pb), provido de uma abertura estreita, para dar passagem às partículas "alfa" por ele emitidas. Envolvendo a lâmina de ouro (Au), foi colocada uma tela protetora revestida de sulfeto de zinco (ZnS).

8. Observando as cintilações na tela de ZnS, Rutherford verificou que muitas partículas "alfa" atravessavam a lâmina de ouro, sem sofrerem desvio, e poucas partículas "alfa" sofriam desvio. Como as partículas "alfa" têm carga elétrica positiva, o desvio seria provocado por um choque com outra carga positiva, isto é, com o núcleo do átomo, constituído por prótons.

9. Assim, o átomo seria um imenso vazio, no qual o núcleo ocuparia uma pequena parte, enquanto que os elétrons o circundariam numa região negativa chamada de eletrosfera, modificando assim, o modelo atômico proposto por Thomson.

10. Rutherford e seus colaboradores verificaram que, para aproximadamente cada 10.000 partículas alfa que incidiam na lâmina de ouro, apenas uma (1) era desviada ou refletida. Com isso, concluíram que o raio do átomo era 10.000 vezes maior que o raio do núcleo. Comparando, se o núcleo de um átomo tivesse o tamanho de uma azeitona, o átomo teria o tamanho do estádio do Morumbi. Surgiu então em 1.911, o modelo do átomo nucleado, conhecido como o modelo planetário do átomo : o átomo é constituído por um núcleo central positivo, muito pequeno em relação ao tamanho total do átomo porém com grande massa e ao seu redor, localizam-se os elétrons com carga negativa (compondo a "enorme" eletrosfera) e com pequena massa, que neutraliza o átomo.

11. Bohr (1.913) (métodos experimentais) Nota-se no modelo de Rutherford dois equívocos: uma carga negativa, colocada em movimento ao redor de uma carga positiva estacionária, adquire movimento espiralado em direção à carga positiva acabando por colidir com ela; uma carga negativa em movimento irradia (perde) energia constantemente, emitindo radiação. Porém, sabe-se que o átomo em seu estado normal não emite radiação.

12. O físico dinamarquês Niels Bohr conseguiu "solucionar" os equívocos cometidos por Rutherford baseando-se na seguinte idéia: · um elétron num átomo adquire apenas certas energias, e cada energia é representada por uma órbita definida, particular. Se o elétron recebe energia ele pula para uma outra órbita mais afastada do núcleo. Pode ocorrer no elétron a perda de energia por irradiação, e sendo assim, o elétron cai para uma órbita mais próxima do núcleo. Todavia o elétron não pode ficar entre duas órbitas definidas, específicas, pois essa não seria uma órbita estável ( órbita não específica ).

13. Conclui-se então que: quanto maior a energia do elétron, mais afastado ele está do núcleo. Em outras palavras: um elétron só pode estar em movimento ao redor do núcleo se estiver em órbitas específicas, definidas , e não se encontra em movimento ao redor do núcleo em quaisquer órbitas. As órbitas permitidas constituem os níveis de energia do átomo ( camadas K L M N ... ).

14. A teoria de Bohr fundamenta-se nos seguintes postulados: 1º postulado: Os elétrons descrevem órbitas circulares estacionárias ao redor do núcleo, sem emitirem nem absorverem energia. 2º postulado: Fornecendo energia (elétrica, térmica, ....) a um átomo, um ou mais elétrons a absorvem e saltam para níveis mais afastados do núcleo. Ao voltarem as suas órbitas originais, devolvem a energia recebida em forma de luz (fenômeno observado, tomando como exemplo, uma barra de ferro aquecida ao rubro).

15. Teoria Quântica De acordo com Max Planck (1900), quando uma partícula passa de uma situação de maior para outra de menor energia ou vice-versa, a energia é perdida ou recebida em " pacotes " que recebe o nome de quanta ( quantum é o singular de quanta). O quantum é o pacote fundamental de energia e é indivisível. Cada tipo de energia tem o seu quantum. A Teoria Quântica permitiu a identificação dos elétrons de um determinado átomo, surgindo assim os "números quânticos".

16. Sommerfeld (1.916) (postulou) Após o modelo de Bohr postular a existência de órbitas circulares específicas, definidas, em 1.916 Sommerfeld postulou a existência de órbitas não só circulares, mas elípticas também. Para Sommerfeld, num nível de energia n, havia uma órbita circular e (n-1) órbitas elípticas de diferentes excentricidades. Por exemplo, no nivel de energia n = 4 (camada N), havia uma órbita circular e três órbitas elípticas. Cada uma das órbitas elípticas constitui um subnível, cada um com sua energia. Ao pesquisar o átomo, Sommerfeld concluiu que os elétrons de um mesmo nível, ocupam órbitas de trajetórias diferentes (circulares e elípticas) a que denominou de subníveis, que podem ser de quatro tipos: s , p , d , f .

18. Contribuição de Broglie Em 1923, Louis Broglie mostrou, através de uma equação matemática, que "qualquer corpo em movimento estaria associado a um fenômeno ondulatório". Desta maneira o elétron apresenta a natureza de uma partícula-onda , obedecendo assim, às leis dos fenômenos ondulatórios, como acontece com a luz e o som.

19. Teoria da Mecânica Ondulatória Em 1926, Erwin Shröringer formulou uma teoria chamada de "Teoria da Mecânica Ondulatória" que determinou o conceito de "orbital" . Orbital é a região do espaço ao redor do núcleo onde existe a máxima probabilidade de se encontrar o elétron. O orbital s possui forma esférica e os orbitais p possuem forma de halteres.

20. Sabe-se que um átomo é tão pequeno, que não conseguimos enxergá-lo, mesmo com a ajuda de um microscópio. Mas através de resultados experimentais, conseguimos chegar ao que é chamado de modelo atômico . Um átomo é constituído por uma parte central chamada de núcleo, onde se encontram os prótons (partículas positivas) neutrons (partículas neutras) e uma outra parte que circunda esta parte central, chamada de eletrosfera, onde estão os elétrons (partículas negativas).

21. Estas partículas que compõe os átomos, são chamadas de fundamentais. 1/1840 - Elétron(e-) 1 Neutro Nêutron(n) 1 + Próton(p) Massa Carga Partícula

22. A massa do elétron é 1840 vezes menor que do próton ou do nêutron, por isso é desprezível. A massa do átomo está concentrada no seu núcleo. Exemplos: Representação: A X símbolo 14 N 56 Fe

23. Um átomo é neutro ou seja, o número de cargas positivas (prótons) é igual ao número de cargas negativas (elétrons). nº p = nº e- O átomo de oxigênio tem 8 prótons, portanto 8 elétrons. O átomo de hidrogênio tem 1 próton, portanto 1 elétron.

24. NÚMERO ATÔMICO (Z) É o número de prótons (carga nuclear), o número atômico identifica o átomo que estamos trabalhando. Z = n° p Se um átomo tem número atômico 6, é o carbono, apresenta 6 prótons. Se um átomo tem número atômico 13, é o alumínio, apresenta 13 prótons. Portanto temos: Z = nº p = nº e-

25. Representação: Com estas informações, conseguimos determinar a quantidade de cada partícula fundamental. Veja alguns exemplos:

26. Observe que no exemplo acima o número atômico igual a 1, determina o hidrogênio, mas a massa de cada hidrogênio e diferente. O símbolo representa o elemento químico, conjunto de átomos de mesmo número atômico.

27. O número atômico define o elemento químico. Quando falamos no urânio, o número atômico é 92, sempre. Mas temos na natureza átomos de urânio com diferentes massas, por exemplo: A estes átomos com mesmo número atômico e diferente número de nêutrons, chamamos de isótopos . ISÓTOPO DO URÂNIO - 235 ISÓTOPO DO URÂNIO - 238 Se é urânio, o número atômico é 92, o número que acompanha o nome do elemento é a sua massa. O acidente nuclear que aconteceu em Goiânia, no mês de setembro de 1987, foi causado pelo césio - 137, ou seja, isótopo do césio de massa 137.

28. No exemplo que colocamos anteriormente do hidrogênio, temos: Na natureza, a maior parte ( quase a totalidade ) dos átomos de hidrogênio, apresentam massa igual a 1, uma pequena parte apresentam massa a 2 e uma outra parte, apenas residual, portanto, desprezível, apresenta massa 3.

29. A molécula de água, é formada por dois átomos de hidrogênio e um de oxigênio. Quando falamos em água pesada, estamos nos referindo a moléculas de água formadas por átomos de hidrogênio mais pesados, essencialmente de deutério (hidrogênio de massa = 2). 1 H2O maior parte das moléculas de água. 2 H2O água pesada. A água pesada pode ser representada por D 2 O (D = Deutério)

30. ISÓBAROS São átomos que apresentam o mesmo número de massa, porém não faz parte do mesmo elemento químico, ou seja, apresenta número atômico diferente. Mesma massa nº atômico e número de nêutrons diferentes, são isóbaros.

31. ISÓTONOS São átomos que apresentam a semelhança no número de nêutrons, ou seja, a massa e o número atômico são diferentes.

32. Resumindo: = ≠ ≠ ISÓTONOS ≠ = ≠ ISÓBAROS ≠ ≠ = ISÓTOPOS NEUTRONS MASSA PRÓTONS

33. Representando os elementos hipoteticamente por: ISÓBAROS = A e B (mesma massa) ISÓTOPOS = B e D, C e E (mesmo n° de prótons) ISÓTONOS = A, C e D, B e E (mesmo n° de neutrons) Quais átomos devem ser representados pelo mesmo símbolo? Aqueles que fazem parte do mesmo elemento químico, ou seja, que apresentam o mesmo número atômico (isótopos), portanto, B e D, C e E.

34. ÍONS Como já vimos, os átomos são formados por um núcleo (parte central) e a eletrosfera (parte periférica). O núcleo, apesar de concentrar praticamente toda a massa do átomo, apresenta um diâmetro cerca de 10.000 vezes menor do que o átomo.

35. Se o átomo fosse o maracanã, o núcleo seria a bola, no centro do campo. Se o átomo tivesse um diâmetro de 100m seu núcleo teria diâmetro de 1cm. Desenhamos o núcleo de forma exagerada, pois se fossemos representá-lo de forma correta, seria tão pequeno que seria difícil enxergá-lo.

36. Os átomos sofrem reações para alcançar uma estabilidade. Estas reações ocorrem através de choques, e como o núcleo está protegido, não participa delas. As alterações sofridas por um átomo, ocorrem na eletrosfera, ou seja nos elétrons. Os átomos, para alcançarem a estabilidade, podem perder ou ganhar elétrons, com isso adquirem cargas. Estas espécies, carregadas positivamente ou negativamente, chamamos de íons .

37. Vamos ver alguns casos : ÁTOMO ELETRIZADO POSITIVAMENTE (cátion) O átomo eletrizado positivamente, é aquele que apresenta mais cargas positivas (prótons), do que cargas negativas (elétrons). Para tanto, ele perdeu elétrons. O total de elétrons perdidos é o total de cargas positivas adquiridas. Exemplos :

38. ÁTOMO ELETRIZADO NEGATIVAMENTE ( ânion ) O átomo eletrizado negativamente, apresenta mais elétrons do que prótons. Para tanto ele ganhou elétrons. O total de elétrons ganhos é o total de cargas negativas adquiridas. Exemplos :

39. Resumindo: É importante frisar, toda e qualquer alteração no átomo ocorre nos elétrons, os prótons e nêutrons permanecem inalterados. A única diferença entre estas espécies químicas está no número de elétrons.

40. VALÊNCIA É o número de ligações que um átomo faz. Como em cada ligação está envolvido 1 elétron deste átomo, o total de cargas adquiridas, positiva ou negativa, determina sua valência. Al 3+ = Valência 3 = trivalente O 2- = Valência 2 = bivalente Na+ = Valência 1 = monovalente Já sabemos: CÁTION = CARGA POSITIVA ÂNION = CARGA NEGATIVA VALÊNCIA = TOTAL EM CARGAS

41. O 2- - O oxigênio forma ânion bivalente Cl - - O cloro forma ânion monovalente Al 3+ - O alumínio forma cátion trivalente K + - O potássio forma cátion monovalente REPRESENTAMOS ENTÃO, QUANDO DIZEMOS:

42. Outro termo comum : Espécies isoeletrônicas = apresentam o mesmo número de elétrons. Exemplos :

43. EXERCÍCIOS 1) (CESCEM) Podemos definir isótopos como sendo: A - átomos de elementos químicos que têm massa atômica igual e número atômico diferente. B - átomos de elementos químicos que têm mesmo número atômico e mesmo número de massa. C - átomos de elementos químicos com o mesmo número de prótons e diferentes massas atômicas. D - átomos de elementos químicos cuja soma de prótons e nêutrons é igual. E - átomos de elementos químicos com número atômico diferente e mesmo peso atômico.

44. 2) (PUC) Dados três átomos A, B e C notamos que: A e B são isótopos A e C são isótonos e B e C são isóbaros. Sabemos ainda que: a soma dos números de prótons existentes em A, B e C é 79, a soma dos números de nêutrons existentes em A, B e C é 88 e o número de massa de A é 55. Consequentemente podemos concluir que os átomos A, B e C têm, respectivamente: números atômicos números de massa A 26 / 26 / 27 55 / 56 / 56 B 25 / 25 / 29 55 / 59 / 59 C 24 / 24 / 31 55 / 62 / 62 D 27 / 27 / 25 55 / 53 / 53 E 28 / 28 / 23 55 / 50 / 50

45. 3) (ITA) Dados os nuclídeos: 15I30 ; 18II30 ; 13III30 ; 15IV31 ; 18V29 ; 14VI31 Podemos afirmar: A --I e IV são isótopos; II e V são isóbaros; III e VI são isoneutrônicos. B - IV e VI são isótopos, I, II e III são isóbaros; V e VI são isoneutrônicos. C - I, II e III são isótopos; III e V são isóbaros; IV e VI são isoneutrônicos. D - II e VI são isótopos; I e IV são isóbaros; III e VI são isoneutrônicos. E - N.R.A.

46. 4) (ITA) Assinale a afirmação FALSA. Na comparação entre Na e Na+ se constata que são diferentes: A - suas propriedades químicas B - o número de elétrons que possuem C - os seus raios atômico e iônico, respectivamente D - o número de prótons que possuem E - seu comportamento químico frente à água. 5) (CESCEM) A afirmação "O espaço entre os núcleos dos átomos está ocupado por elétrons de carga negativa" representa uma interpretação dos trabalhos executados por A - Dalton B - Faraday C - Millikan D - Rutherford E - Mendeleiev

47. 6) (CESCEM) Quando compostos de sódio são volatilizados na chama de um bico de Bunsen, nota-se uma cor amarela característica. O fenômeno observado é devido à A - baixa energia de ionização dos átomos de sódio B - grande tendência do sódio ionizar C - energia absorvida pelos elétrons mais internos D - pequena estabilidade dos átomos neutros de sódio E - volta de elétrons a níveis menos energéticos.

48. 7) (PUC) Com respeito às cores do espectro visível é errado dizer que: A - o comprimento de onda diminui do vermelho para o violeta. B - a freqüência das vibrações diminui do violeta para o vermelho. C - a energia das vibrações aumenta do vermelho para o violeta. D - a cor resulta de diferentes "saltos" eletrônicos. E - a cor resulta de diferentes alterações nucleares.

49. 8) (CESCEM) A diferença entre o número de massa de um átomo e o seu número atômico fornece o número de: A - prótons B - nêutrons C - elétrons D - mésons E - posítrons 9) (CESCEM) O cobre natural contém somente dois isótopos, cujos números de massa são 63 e 65. Se o peso atômico do cobre natural é 63,5 podemos concluir que: A - em cada 100 gramas de cobre natural, 25 gramas são de Cu-63. B - em cada 100 gramas de cobre natural, 25 gramas são de Cu-65. C - em cada 100 átomos de cobre natural, 25 átomos são de Cu-63. D - em cada 100 átomos de cobre natural, 25 átomos são de Cu-65. E - nenhuma das alternativas acima é correta.

50. Gabarito 1-C 2-A 3-E 4-D 5-D 6-E 7-E 8-B 9-D

51. Fonte Bibliográfica: http://www.10emtudo.com.br/demo/quimica/atomistica/index_1.html http://www.10emtudo.com.br/demo/quimica/atomistica/index_2.html http://www.10emtudo.com.br/demo/quimica/atomistica/index_3.html http://www.10emtudo.com.br/demo/quimica/atomistica/index_4.html http://www.10emtudo.com.br/demo/quimica/atomistica/index_5.html http://www.10emtudo.com.br/demo/quimica/atomistica/index_6.html http://www.10emtudo.com.br/demo/quimica/atomistica/index_7.html http://www.10emtudo.com.br/demo/quimica/atomistica/index_8.html http://www.profcupido.hpg.ig.com.br/testes_de_atomistica.htm http://www.profcupido.hpg.ig.com.br/exercicios_de_atomistica.htm http://www.virtualquimica.hpg.ig.com.br/modelos_atomicos.htm http://enciclopediavirtual.vilabol.uol.com.br/quimica/atomistica/resumodosmodelos.htm