Estrutura atômica 3 - Modelos atômicos

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1 Estrutura atômica 3 - Modelos atômicos

2 A descoberta da radioatividade
Praticamente na mesma época da descoberta do elétron, em 1897, aconteceu a descoberta da radioatividade em As duas descobertas são provas de que o átomo não poderia ser uma simples esferinha maciça, como Dalton imaginava. No caso dos fenômenos elétricos, eles acontecem por perda ou ganho de elétrons por parte dos objetos e, mais internamente, por parte dos átomos, que ficam positivos ou negativos. No caso dos fenômenos radioativos, partículas positivas (radiação alfa), partículas negativas (radiação beta) ou ondas de alta energia (radiação gama) se desprendem do átomo espontaneamente, se o elemento for radioativo. Mas, naquela época, ninguém sabia explicar esses fenômenos, e muito menos os perigos de se estar próximo a esses materiais, como urânio (92U) ou rádio (88Ra). (Para mais informações, consulte neste portal o material sobre radioatividade e energia nuclear)

3 Tipos de radioatividade
Existem vários tipos de radioatividade. As três primeiras que foram descobertas são as radiações alfa, beta e gama. Nessa época, percebeu-se apenas suas cargas elétricas, seu poder de penetração e que a massa da radiação alfa era bem maior que a massa das outras. Hoje, se sabe que: Cada partícula alfa é constituída de dois prótons e dois nêutrons, como um núcleo de hélio (2He2+). A radiação beta é constituída apenas de elétrons e, por isso, milhares de vezes mais leve que a radiação alfa. A radiação gama não possui massa, pois são ondas eletromagnéticas de alta energia (comprimento de onda muito pequeno), com alto poder de penetração na matéria e muito perigosas.

4 Comportamento dos principais tipos de radioatividade, sob a influência de campos elétricos positivos e negativos. Disponível: (Acesso: ). As partículas alfa (α), mais pesadas, sofrem uma “deflexão” menor, ou seja, se curvam menos sob a influência da carga elétrica oposta; enquanto as mais leves, como os elétrons (β-) e pósitrons (β+) fazem uma curvatura mais acentuada em suas trajetórias. Isso acontece por causa da inércia de cada tipo de partícula. Os nêutrons e a radiação alfa não sofrem deflexão, pois não possuem carga positiva nem negativa.

5 Poder de penetração das radiações alfa, beta e gama.
O papel bloqueia a radiação alfa. O metal fino bloqueia a radiação beta. O chumbo bloqueia os raios gama, dependendo da espessura. Disponível (acesso: ): O chumbo, o concreto e a água são os materiais mais usados para reter a radiação. Coletes e biombos de chumbo são muito usados para proteger os pacientes e os funcionários que lidam com radiografias e abreugrafias.

6 Rutherford e a descoberta do núcleo
No final do século 19 e início do século 20, os mesmos cientistas que pesquisavam o átomo pesquisavam também a radioatividade, a eletricidade e o magnetismo. Mentes brilhantes, cujas pesquisas se complementavam, trabalhavam ao mesmo tempo. Faraday, Thomson e Millikan (eletricidade e elétron) Röntgen (raios-X) Rutherford, Pierre e Marie Curie (radioatividade) De Broglie e Schrödinger (mecânica ondulatória e física quântica) Max Plank (energia) Thomson e Rutherford, em Foto de domínio público. Disponível ( ): Niels Bohr (física quântica) Albert Einstein (efeito fotoelétrico, física quântica e teoria da relatividade).

7 Já haviam se passado duas décadas da descoberta do elétron, quando a equipe de Ernest Rutherford realizou a famosa experiência do espalhamento de radiação alfa em uma folha de ouro. O objetivo desta era testar o comportamento da matéria sob a ação de cargas positivas. O ouro foi usado, por ser o metal mais maleável, ou seja, capaz de formar as folhas mais finas. A radiação alfa foi acelerada para ter energia cinética suficiente para atravessar os átomos de ouro. Os cálculos indicavam que a radiação alfa passaria pelo átomo sem dificuldades, sofrendo poucos desvios, pois imaginava-se o átomo de acordo com o modelo de Thomson, com a massa distribuída por todo o átomo, em um volume da ordem de 10-10m. Como a radiação alfa é invisível, detectores foram colocados em torno da folha de ouro, para medir possíveis desvios da radiação alfa.

8 Modelo simplificado da experiência de Rutherford, realizada em 1911.
O metal polônio (74Po) emite radiação alfa. O detector pode ser uma chapa fotográfica (metal com superfície de sulfeto de zinco que é sensível à luz e à radiação). Os resultados não foram exatamente o que se esperava. Disponível (acesso ):

9 Essa região densa e positiva foi chamada “núcleo atômico”.
Surpreendentemente, uma pequena parte da radiação sofreu desvios muito grandes, algumas até sendo refletidas e não conseguindo atravessar a lâmina de ouro. Animação do arquivo pessoal do professor redator. O átomo deveria ter uma região milhares de vezes mais densa (massa concentrada) que o previsto; e carregado positivamente para ser capaz de refletir a radiação. Essa região teria que ser milhares de vezes menor que o átomo, deixando grandes espaços vazios no átomo para permitir a passagem da maior parte da radiação em linha reta. Essa região densa e positiva foi chamada “núcleo atômico”.

10 A surpresa, nas palavras de Rutherford:
As partículas alfa (dois prótons com dois nêutrons) não chegam a bater no núcleo: são repelidas por ele. Disponível (acesso ): Se o modelo de Thomson estivesse correto, as cargas positivas espalhadas deixariam a radiação passar em linha reta, talvez com pequenos desvios. Disponível (acesso ): A surpresa, nas palavras de Rutherford: “Foi como se balas de canhão batessem em uma folha de papel e voltassem!” Disponível (acesso ):

11 Modelo de Rutherford já com prótons e elétrons no núcleo.
Se a massa e as cargas elétricas não estavam espalhadas, de maneira uniforme, pelo volume do átomo, mas, ao contrário, tinham suas regiões bem definidas, o átomo não poderia ser como imaginava Thomson. A figura que mais se aproximava desse novo átomo era a do sistema solar (modelo de Rutherford). O Sol seria o núcleo maciço e pesado do átomo. Os planetas seriam os elétrons girando ao redor do núcleo, completando o volume atômico na grande região vazia da eletrosfera. Modelo de Rutherford já com prótons e elétrons no núcleo. Disponível (acesso ):

12 Apesar de concentrar quase 100% da massa, o núcleo é muito menor do que aparece nas representações didáticas desse modelo: de 10 mil a 100 mil vezes menor que o átomo; algo como um grão de areia comparado a um estádio de futebol! Disponíveis (acesso ): e Assista ao vídeo disponível abaixo, que reproduz a experiência de Rutherford do espalhamento da radiação alfa:

13 A imperfeição do modelo de Rutherford
A experiência com a radiação alfa permitiu deduzir a existência do núcleo, mas não concluiu nada sobre o movimento dos elétrons em torno dele. Além disso, a ideia de um “mini sistema solar”, em que elétrons giram como “planetinhas” ao redor do núcleo, não estava de acordo com a física clássica. O elétron perderia energia continuamente, diminuindo o raio de sua trajetória até cair no núcleo. V Se o elétron estivesse em movimento circular uniforme (MCU) ao redor do núcleo, ele seria atraído pela diferença de cargas elétricas (núcleo positivo e elétron negativo); e, em um movimento espiralado, cairia no núcleo em poucos segundos! Um átomo tão instável não poderia ser a unidade básica de toda a matéria do universo!

14 Uma nova era para a Física
Para explicar como os elétrons se moviam no átomo, foi necessário o surgimento de novos conceitos científicos importantes, que marcaram o início da “mecânica ondulatória” e da “Física Quântica”. Esses conceitos pareciam estranhos e absurdos para a realidade macroscópica, parecendo só ser aplicáveis à realidade das partículas subatômicas. O início da Física Quântica se deu com a hipótese de Max Plank (1900), que afirma que toda energia é irradiada e absorvida em quantidades definidas, fixas, que ele chamou de “quantum” (do grego, “quantidade”, plural “quanta”). Por ironia, a Energia parecia ter o seu mínimo indivisível, o quantum; e não a Matéria (átomo)! Max Plank ( ) Disponível (acesso ):

15 Modelo atômico de Bohr (1913)
Baseando-se em Plank, Niels Bohr propôs que o átomo deveria ter órbitas de energia fixa, pré-definidas, que existem, mesmo quando estão sem elétrons. Ilustração do átomo de Bohr, com núcleo e cinco órbitas vazias. O modelo completo tem sete órbitas: K, L, M, N, O, P e Q, definidas também pelo número quântico “n” de valores 1 até 7. Disponíveis (acesso ): e Ele se baseou no estudo das luzes emitidas pelas lâmpadas fluorescentes, contendo gás hidrogênio (H2), cujos átomos (1H) contêm apenas um elétron.

16 Quando o átomo dentro da lâmpada recebe energia (calor, luz, radiação, etc.), seu elétron “salta” para as órbitas mais externas, dependendo da quantidade de energia absorvida. No retorno do elétron para sua órbita de origem, mais interna, ele emite energia na forma de um fóton (quantum de luz), que corresponde à diferença de energia entre as órbitas. Modelo de Bohr Disponível (acesso ): Com a equação de Plank (E=h.f) e a constante de Plank (h), é possível calcular a diferença de energia (E) das órbitas, pela frequência (f) da luz irradiada pelo elétron.

17 Espectros de lâmpadas contendo apenas um elemento: lâmpadas de hidrogênio (1H), cloro (17Cl) e potássio (19K). Cada linha de luz representa um salto do elétron de uma órbita externa para outra mais interna. Cores diferentes significam comprimentos de onda e energia diferentes da luz. Disponíveis (acesso ): O espectro é obtido, passando-se a luz da lâmpada por um prisma. Ao contrário do “arco-íris” obtido com a luz ambiente, aparece o “espectro de linhas”, que é um tipo de “impressão digital” do elemento químico. A luz que um corpo aquecido (ou estrela distante) emite pode ser usada para identificar seus elementos.

18 Ao contrário do modelo de Rutherford, que só admitia um elétron por órbita, o modelo de Bohr admite um número maior de elétrons por órbita. As sete órbitas calculadas por Bohr têm que suportar uma centena de elétrons, para incluir todos os elementos químicos conhecidos. Órbita K L M N O P Q “n” Elétrons Modelos de Rutherford e de Bohr, para um átomo contendo três elétrons. A primeira órbita quantizada (n=1) permite até dois elétrons. Disponível (acesso ): e

19 Por que o elétron não cai no núcleo?
Bohr deduziu que as órbitas permitidas para o átomo dependem de valores quantizados (discretos) de momento angular orbital “L”, de acordo com a equação: L = n . h / 2π Sendo “n” o número quântico principal, ou seja, o número da órbita (1, 2, 3, etc); e “h” é a constante de Planck, que vale 6,63×10−34J/s. Como o menor valor possível de n é 1, isto corresponde a um momento angular de 1,05519, que, por sua vez, leva ao cálculo do menor raio atômico possível, de 0, m, conhecido como “raio de Bohr”. Nenhum elétron pode aproximar-se mais do núcleo do que essa distância; ou seja, o elétron não cai no núcleo espontaneamente.

20 Variação da energia das órbitas
A equação que define a energia das órbitas é: En = 13,6 / n2 eV Assim, o menor nível de energia (n=1) é de eletrovolts; o próximo nível (n=2) é -3.4 eletrovolts; o terceiro vale -1,51 eletrovolts; e assim por diante. Como são valores negativos, a energia aumenta, na medida em que a órbita está mais longe do núcleo. Observe que a variação maior de energia acontece entre as órbitas mais internas, devido à maior atração do núcleo sobre os elétrons. Estados de energia positiva correspondem ao átomo ionizado, no qual o elétron não está mais ligado ao átomo, mas desagregado dele, no ambiente externo.

21 Energia Número quântico principal 0eV n = -0,85eV n = 4 -1,50eV n = 3
Fóton de 12,1eV, menor comprimento de onda n = 3 -3,39eV n = 2 Fóton de 10,21eV, maior comprimento de onda -13,6eV n = 1

22 Limitações do modelo de Bohr
O modelo de átomo de Bohr é, às vezes, chamado de “semiclássico”; ou seja, não é uma descrição quântica completa do átomo, agregando condições da “quantização” com a “mecânica clássica”. Por exemplo, afirma-se que as leis da mecânica clássica não valem para o salto quântico, mas não é explicado que leis as substituem. Afirma- se que o “momento angular” do elétron é quantizado, mas não se explica o porquê. O modelo matemático de Bohr descreve bem o átomo de hidrogênio, mas falha para descrever átomos mais complexos. Novas descobertas descrevem o elétron como uma “partícula-onda” (De Broglie, -) e não apenas “partícula”; portanto, seu movimento não é “circular”. O “princípio da incerteza” (Heisemberg, -) derruba o conceito de “órbita” do elétron como “trajetória”, introduzindo o conceito probabilístico de “orbital”.

23 Os modelos dos cientistas Dalton, Thomson, Rutherford e Bohr não esgotam o assunto sobre o átomo.
O modelo atômico atual, chamado “orbital”, surgiu como resultado do avanço dos estudos da Física Quântica e acrescenta muitos detalhes sobre a eletrosfera e sobre outras partículas existentes no núcleo. Sequência dos modelos de Thomson, Rutherford, Bohr e Orbital. Disponíveis (acesso ): e

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