quarta-feira, 9 de maio de 2012


A Evolução dos Modelos Atômicos



1°) Modelo atômico de Dalton

 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".





2°) Modelo atômico de Thomson

 Pesquisando os raios catódicos, em 1897, o físico inglês Joseph John 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 tipos 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":



Modelo atômico de Rutherford


 O modelo atômico de Ernest Rutherford, elaborado em 1911, é baseado nos resultados da experiência que Rutherford e seus colaboradores realizaram: bombardeamento uma lâmina muito fina (delgada) de ouro (Au) com partículas alfa (que eram positivas). Para ver e entender melhor a referida experiência:





                                a)                                                         

                  

                   b)


Para aproximadamente cada 10.000 partículas alfa que incidiam na lâmina de ouro, apenas uma 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 o modelo do átomo nucleado, conhecido como o “modelo planetário do sistema solar”: o átomo é constituído por um núcleo central positivo, muito pequeno em relação ao tamanho total do átomo, porém com grande massa (prótons e nêutrons) e ao seu redor, localizam-se os elétrons com carga negativa (compondo a "enorme" eletrosfera) e com pequena massa, que neutraliza o átomo.


Quanto a massa do próton ou nêutron ser igual a (1 unidade), a massa do elétron é 1840 vezes menor. Finalmente, como a massa da partícula alfa é 4 x 1.836 vezes maior que a do elétron, ela não poderia sofrer desvios na colisão com ele. Imaginar um desvio da partícula alfa ao colidir com um elétron seria tão absurdo como imaginar um projétil disparado por uma arma de fogo ser desviado ao colidir com um grão de poeira em suspensão no ar.


4°) Modelo atômico de Bohr

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.
O físico dinamarquês Niels Bohr, em 1913, conseguiu "solucionar" os equívocos cometidos por Rutherford baseando-se na seguinte ideia:


 
· um elétron no átomo adquire apenas certas energias, e cada energia é representada por uma órbita definida, particular. Se o elétron recebe energia ele pula para 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 ).


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 O P e Q).



Os elétrons podiam ir de um nível mais interno para outro mais externo absorvendo energia, no processo inverso ocorreria emissão de energia, na forma de luz. A energia recebida e posteriormente liberada é igual. Os postulados de Bohr nos permitem conhecer quantos elétrons um dado átomo possui em cada uma das camadas.



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