O documento descreve a evolução do conceito de átomo ao longo da história, desde a ideia original dos filósofos gregos até o modelo atômico moderno baseado na mecânica quântica. Aborda os modelos de Dalton, Thomson, Rutherford, Bohr e o desenvolvimento da tabela periódica e da estrutura atômica com base nas descobertas de Planck, Einstein, De Broglie, Heisenberg e Schrödinger.

1. A matéria microscopicamente...

2. CONCEITO DE ÁTOMO A palavra átomo vem da Grécia e significa “parte indivisível” da matéria A idéia de átomo foi concebida pelos filósofos Leucipo e demócrito (400 a.C.) Toda a matéria que existe seria composta por átomos, partículas invisíveis e que não podem ser divididas em partes menores

3. O MODELO ATÔMICO DE DALTON O inglês John Dalton se baseou nas leis ponderais de Lavoisier e Proust e em 1806 enunciou seu modelo atômico que ficou conhecido como modelo “bola de bilhar” Segundo Dalton : Átomos são esferas microscópicas maciças, indivisíveis, indestrutíveis e eletricamente neutras, átomos de um mesmo elemento possuem mesma massa e tamanho e uma reação química é na verdade, um rearranjo de átomos. Molécula: união de átomos iguais ou diferentes. Ex: molécula de água H 2 O

4. REAÇÃO QUÍMICA SEGUNDO O MODELO DE DALTON O número total de átomos se conserva, ocorre apenas uma mudança na posição dos átomos (rearranjo) , alterando a proporção em que eles se ligam uns aos outros, respeitando assim as leis ponderais de Lavoisier e Proust.

5. A NECESSIDADE DE UM NOVO MODELO PARA O ÁTOMO Os fenômenos de atração e repulsão elétrica já eram observados desde 600 a.C. por Tales de Mileto Em 1806, Michael Faraday escreveu: ”Os átomos na matéria são de algum modo dotados ou associados com poderes elétricos, aos quais devem as suas mais notáveis qualidades” Pouco tempo depois, Benjamin Franklin admite a existência de cargas positivas e negativas Em 1895, Croockes e Roetgen realizam experimentos com raios catódicos, descobrindo os raios X.

6. O MODELO ATÔMICO DE THOMSON O modelo de Dalton tinha limitações quanto a natureza elétrica da matéria, portanto, com base nos experimentos dos raios catódicos, em 1897, o inglês J.J. Thomson elaborou seu modelo atômico que ficou conhecido como modelo “pudim de passas”

7. A DESCRIÇÃO DE THOMSON PARA O ÁTOMO De acordo com Thomson, átomos são esferas microscópicas eletricamente neutras e maciças ( o termo maciço logo em seguida foi descartado por Thomson, devido a descoberta da radioatividade). A esfera do átomo teria carga elétrica positiva e nesta esfera, estariam encrustados subpartículas de carga negativa , que receberam o nome de elétrons. Consequência: o átomo passa a ser divisível , pois possui subpartículas. O átomo também pode sofrer processo de eletrização. modelo “ pudim de passas”

8. A CIÊNCIA DURANTE AS DESCOBERTAS DE THOMSON Em 1896, Becquerel descobre que minérios de urânio emitem energia capaz de impressionar chapas fotográficas. O casal Pierre e Marie Curie associam o fenômeno a radioatividade. Rutherford e Kaufmann realizam experimentos e descobrem que a radioatividade libera três tipos de emissões distintas: alfa( α ) , beta( β ) e gama( γ ) . Em 1903, Millikan descobre a carga elementar do elétron (e= -1,6.10 -19 C ) e a massa do elétron ( 9.10 -28 g )

9. O MODELO ATÔMICO DE RUTHERFORD A descoberta do elétron levou a uma corrida para descoberta da subpartícula positiva , usando uma ampola com cátodo furado, em 1886 Goldstein percebeu a existência dos raios canais(positivos). Rutherford chamou esses raios de prótons , que são 1836 vezes mais pesados que os elétrons. Em 1911, o neozelandês Ernest Rutherford enuncia um novo modelo atômico, baseado no experimento de bombardeio da lâmina de ouro com raios alfa emitidos por polônio. O modelo de Rutherford ficou conhecido como modelo “sistema solar ou planetário”

10. O EXPERIMENTO DE RUTHERFORD Experimento da lâmina de ouro: Rutherford explicou que tal fato ocorreu devido a existência de um minúsculo núcleo positivo e de imensos espaços vazios no átomo.

11. IMPLICAÇÕES DO MODELO DE RUTHERFORD A região em que os elétrons giram em torno do núcleo se chama eletrosfera. O núcleo é positivo (contendo os prótons) e ocupa um volume 100.000 vezes menor que o próprio átomo. Rutherford previu a existência de mais uma subpartícula neutra no núcleo e anos mais tarde (1932), Chadwick confirmou de fato essas partículas e as chamou de neutrons.

12. PROPRIEDADES DO ÁTOMO A massa do átomo esta praticamente toda no núcleo, então surgiu o número de massa(A), que equivale a soma do número de prótons (Z) e de neutrons (N) no núcleo: A = Z + N O número atômico foi deduzido por Moseley em 1913, que viria em seguida a montar a tabela periódica atual. Elemento químico passou a ser considerado como um conjunto de átomos com o mesmo número atômico.

13. SIMBOLOGIA DOS ELEMENTOS QUÍMICOS O símbolo do elemento químico passou a ser representado com o número de massa (A) na parte superior e o número atômico (Z) na parte inferior. Ex: simbologia do elemento oxigênio O átomo é eletricamente neutro, logo, a quantidade de carga positiva (prótons) deve ser igual a quantidade de carga negativa (elétrons): Número de prótons = número de elétrons Os elementos químicos passaram a ser classificados de acordo com a relação que existe entre seus números atômicos, de massa e número de elétrons

14. CLASSIFICAÇÃO DOS ELEMENTOS QUÍMICOS Isótopos: possuem o mesmo número de prótons Isóbaros: possuem o mesmo número de massa Isótonos: possuem o mesmo número de neutrons Isoeletrônicos: possuem o mesmo número de elétrons Ex: isótopos naturais do hidrogênio prótons massa neutrons Isótopos = ≠ ≠ Isóbaros ≠ = ≠ isótonos ≠ ≠ =

15. A ELETRIZAÇÃO DOS ÁTOMOS Em 1883, após vários experimentos envolvendo a condutibilidade elétrica, o sueco Svante Arrhenius determinou que átomos que perdem elétrons tornam-se eletricamente positivos e átomos que ganham elétrons tornam-se eletricamente negativos, nos dois casos, forma-se íons. Cátion: íon positivo Ânion: íon negativo Eletrólito: substância que ao se dissolver em água, forma solução capaz de conduzir corrente elétrica ex: sal de cozinha (NaCl)

16. A CONTRADIÇÃO NO MODELO DE RUTHERFORD Segundo a física clássica, o elétron deveria girar em torno do núcleo e emitir energia durante o movimento, até chocar-se com o núcleo. Rutherford não conseguiu explicar porque isso não acontece. Em 1900, Max Planck lança a teoria dos quanta , afirmando que a luz se propaga de forma descontínua, dividida em quantuns. Niels Bohr analisa a luz emitida pelo hidrogênio ( espectro de emissão ) no tubo de raios catódicos.

17. O MODELO ATÔMICO DE NIELS BOHR Bohr elaborou os seguintes postulados para explicar o espectro de emissão do hidrogênio: O elétron se move em órbitas circulares em torno do núcleo. O valor a energia de cada elétron é um múltiplo do valor de um quantum ( ou de um fóton ). O elétron se desloca nas órbitas em estado estacionário (com energia constante). Ao passar de uma órbita para outra, o elétron emite ou absorve um quantum ( ou fóton ) de energia

18. A IMAGEM DO ÁTOMO SEGUNDO BOHR Bohr acreditava que o elétron absorve energia ao “saltar” para uma órbita ( nível ou camada ) mais externa ( estado excitado ) e ao retornar para órbita inicial ( estado fundamental ), emite a energia absorvida, fenômeno chamado de “salto quântico” . Por isso seu modelo foi chamado de “ modelo quantizado” .

19. MOVIMENTO ONDULATÓRIO Considerando a luz se deslocando de forma ondulatória, cada cor de luz possui um comprimento de onda diferente. A energia de uma onda ( E ) ou o próprio comprimento ( λ ) de onda podem ser calculados pelas equações: E=hf λ=c/f Onde h é a constante de Planck ( 6,63.10 -34 J.s ), f é a frequência e c é a velocidade da luz ( 3.10 8 m.s -1 )

20. EMISSÃO DE ESPECTRO LUMINOSO De acordo com as descobertas de Planck e Bohr, elétrons podem absorver energia e saltar de órbita. Ao retornar a órbitas menores ocorre emissão de energia. Esta energia pode ser registrada por um aparato específico para este fim. Como são vários saltos quânticos, a vários tipos de emissão de energia com diferentes comprimentos de onda (cores diferentes!). O conjunto de cores obtido é o espectro de emissão!!!

21. A EVOLUÇÃO NO MODELO DE BOHR E O MODELO DE SOMMERFELD O modelo de Bohr era aplicável apenas ao átomo de hidrogênio, mas estudos paralelos determinaram que os elementos conhecidos possuiriam no máximo 7 órbitas (níveis ou camadas), respectivamente K, L, M, N, O, P e Q. O físico alemão Sommerfeld analisa o espectro luminoso do hidrogênio e percebe que cada nível é composto por n-1 subníveis e desenvolve mais um modelo atômico acrescentando 4 subníveis: s, p, d e f

22. O DIAGRAMA DE ENERGIA DE LINUS PAULING O químico americano Linus Pauling desenvolve um método baseado na mecânica quântica para distribuir corretamente os elétrons em seus níveis, de forma que a ocupação dos níveis ocorra com energia crescente.

23. ENTENDENDO O DIAGRAMA DE PAULING Pauling acreditava que cada subnível suporta um número máximo de elétrons : subnível s (2 elétrons), subnível p (6 elétrons), subnível d (10 elétrons) e subnível f (14 elétrons). Ex: distribuições eletrônicas para os elementos cálcio, oxigênio e titânio respectivamente: O nível mais distante do núcleo se chama camada de valência e o último nível e subnível da distribuição eletrônica de um átomo são os mais energérticos.

24. AS BASES DO MODELO ATÔMICO ATUAL Ao analisar o efeito fotoelétrico proposto por Einstein , o físico francês Louis de Broglie lança em 1924 a idéia de que o elétron pode se comportar como partícula ou como onda, dependendo do fenômeno analisado: a dualidade partícula-onda. O físico alemão Werner Heisenberg desenvolveu em 1926 uma parte da física chamada mecânica quântica e a utilizou para provar que é impossível determinar a posição e a velocidade do elétron ao mesmo tempo, levando ao conceito de orbital atômico , assim nasce o princípio da incerteza Ainda em 1926 o físico austríaco Erwin Schrodinger contribui profundamente para o desenvolvimento da mecânica quântica e calcula as funções de onda ( ψ ) para determinar o formato dos orbitais s , p , d e f no espaço.

25. ORBITAIS ATÔMICOS De acordo com o princípio da incerteza, orbitais são regiões do átomo com máxima probabilidade de existirem elétrons Formato dos orbitais segundo as funções de onda de Schrodinger: Orbital s : Orbital p : Orbital d : Orbital f :

26. AS FUNÇÕES DE ONDA( ψ ) DE SCHRODINGER A resolução das equações de funções de onda propostas por Schrodinger permitiram associar valores numéricos relacionados a posição dos elétrons no átomo.

27. O SURGIMENTO DOS NÚMEROS QUÂNTICOS De acordo com as funções de onda, cada elétron em um átomo possui um conjunto de 4 números quânticos que servem para indicar a posição do elétron no átomo . Foi levado em consideração os estudos do físico escocês James Maxwell que relaciona a carga do elétron com campos magnéticos. A descobertas de Maxwell, aliadas a mecânica quântica mostram que um orbital suporta no máximo 2 elétrons. O físico austríaco Wolfgang Pauli determina que nenhum elétron pode ter os 4 números quânticos iguais, fato que ficou conhecido como princípio da exclusão de Pauli.

28. OS ORBITAIS NO ÁTOMO Os orbitais suportam no máximo dois elétrons, portanto: Subnível s: suporta até 2 elétrons, portanto possui 1 orbital Subnível p: suporta até 6 elétrons, portanto possui 3 orbitais Subnível d: suporta até 10 elétrons, portanto possui 5 orbitais Subnível f: suporta até 14 elétrons, portanto possui 7 orbitais Cada orbital pode ser representado por um quadrado que contém os elétrons representados por setas em sentido contrário(sempre!), segundo a regra de Hund:

29. OS SIGNIFICADOS DOS NÚMEROS QUÂNTICOS Número quântico principal ( n ) : indica o nível(camada) em que o elétron se encontra. Número quântico secundário ou azimutal( l ) : indica o subnível em que o elétron se encontra. Número quântico magnético ( ml ) : indica o orbital em que o elétron se encontra. Número quântico de spin ( s ) : indica o sentido de rotação do elétron no orbital.

30. OS VALORES ASSUMIDOS PELOS NÚMEROS QUÂNTICOS Número quântico principal ( n ): varia de 1 até ∞ ( na prática varia de 1 até 7 ) Número quântico secundário ou azimutal( l ): varia de acordo com o subnível, S =0 , p =1 , d =2 , f =3 Número quântico magnético ( ml ): varia de –l até +l dependendo do orbital. Número quântico de spin ( s ): pode assumir os valores -1/2 ou +1/2 dependendo da convenção adotada.

31. APLICANDO OS NÚMEROS QUÂNTICOS Considerando um átomo genérico cuja distribuição eletrônica termine em 4p 1 :

32. E A CIÊNCIA CONTINUA!!!!!!!!!! OBRIGADO!!!!!!!!