Resumo nº1 – Evolução do conhecimento dos átomos
Voltar a: Física e Química
Evolução dos modelos atómicos[highlight2]Átomos[/highlight2]
Toda a matéria é constituída por átomos. Os átomos são muito pequenos: só são visíveis com microscópios especiais.
Um átomo é a menor porção de matéria que mantém a identidade de um determinado elemento químico.
Num átomo …
A descoberta da constituição dos átomos, até à elaboração do modelo atual, foi um processo lento que se deveu a vários cientistas.
A ideia da constituição do átomo evolui ao longo do tempo.
Os primeiros atomistas- Atomismo
A tecnologia atual permite-nos conhecer com maior pormenor a matéria que nos rodeia.
Ao longo dos tempos, muitos foram os que se dedicaram a tentar explicar a constituição da matéria.
As explicações avançadas pelos filósofos não tinham uma base científica sólida, já que eram baseadas apenas nas observações do dia a dia.
Surgiu na Grécia Antiga, no século V (a.C.).
Toda a matéria seria constituída por pequeníssimos corpúsculos aos quais chamaram “átomos”, palavra que vem do grego a + thomos (significa “sem divisão”).
Os seus principais defensores foram Leucipo e Demócrito.
No século IV a. C., Demócrito defendia que:
- a matéria só poderia ser dividida em porções cada vez menores até um limite;
- esse limite era dado por uma partícula indivisível, o átomo.
-A matéria é constituída por átomos que não se podem dividir.
-Os átomos têm diferentes tamanhos e formas, de acordo com o material a que pertencem.
[highlight2]Modelo atómico de Dalton[/highlight2]
John Dalton (1766 – 1844)
Surgiu em 1803 com o químico inglês John Dalton.
No início do seculo XIX, o físico inglês John Dalton ainda imaginava os átomos como corpúsculos indivisíveis e indestrutíveis.
Um átomo seria uma porção esférica de matéria.
Átomos de elementos químicos diferentes tinham massas diferentes e propriedades químicas distintas.
As substâncias compostas seriam associações de átomos de elementos diferentes.
Átomos do mesmo tipo ou de tipo diferente podiam combinar-se entre si para formar as substâncias.
As reações químicas explicavam-se com base na Lei de Lavoisier.
Rearranjo de átomos, em conformidade com Lei de Lavoisier da conservação da massa.
-Os átomos de um dado elemento químico são iguais entre si e indivisíveis.
-Os átomos de diferentes elementos têm diferentes massas e tamanhos e combinam-se para originar substâncias compostas.
-As reações químicas resultam no rearranjo de átomos mas não na sua criação ou destruição.
[highlight2]Modelo atómico de Thomson[/highlight2]
Joseph John Thomson (1856 – 1940)
Surgiu em 1904 após a descoberta do eletrão (em 1897), pelo físico inglês Joseph Thomson.
O físico inglês Joseph Thomson explicou que os átomos eram constituídos por uma massa positiva onde se encontravam dispersos os eletrões, com carga negativa e em número suficiente para a carga global ser nula.
O átomo seria uma esfera de carga positiva onde estavam mergulhados pequeninas esferas de carga negativa – os eletrões.
Este modelo ficou conhecido como o modelo do “ bolo de passas”.
-Os átomos contêm “corpúsculos” com carga elétrica negativa, extremamente leves (mais tarde designados por eletrões).
-Modelo atómico “análogo” a um pudim ou a um bolo de passas: “Os átomos são constituídos por corpúsculos com carga elétrica negativa, dispostos sobre um material com carga elétrica positiva, tal como passas num pudim.”
[highlight2]Modelo atómico de Rutherford[/highlight2]
Ernest Rutherford (1871 – 1937)
Na experiência de Rutherford «dispararam-se» partículas α (alfa), provenientes de uma amostra radioativa, contra folhas muito finas de ouro.
No início do seculo XX, o cientista Ernest Rutherford realizou uma experiência onde bombardeou com partículas α uma delgada lâmina de ouro (tendo cerca de 10 000 átomos de espessura) e observou que:
- as partículas “α”, na sua maioria, atravessavam a lâmina de ouro sem sofrer desvio;
- algumas partículas α sofriam pequenos desvios ao atravessar a lâmina;
- um número muito menor de partículas α vinha para trás sem atravessar a lâmina
Rutherford verificou que quase todas as partículas alfa atravessavam a folha metálica sem se desviarem, enquanto outras partículas desviavam-se.
Das conclusões da experiência surgiu um modelo que considerava:
- A carga positiva do átomo estava concentrada no seu centro – núcleo atómico.
- No núcleo estava concentrada quase toda a massa do átomo.
- O tamanho do núcleo era muito pequeno comparado com o tamanho do átomo.
- À volta do núcleo moviam-se os eletrões em órbitas.
-A carga positiva do átomo encontra- se localizada numa região central (núcleo) de dimensões extremamente reduzidas.
-O núcleo concentra a quase totalidade da massa do átomo.
-Os eletrões movem-se em torno do núcleo.
A partir da análise dos espetros de emissão de diferentes átomos, concluiu que:
- às órbitas mais próximas do núcleo corresponde menor valor de energia e às mais afastadas corresponde um valor maior;
- os eletrões podem transitar de nível por absorção ou emissão de energia.
Niels Bohr (1885 – 1962)
Em 1913, o físico dinamarquês Niels Bohr completou o modelo de Rutherford com as seguintes ideias:
- os eletrões movem-se à volta do núcleo em órbitras circulares, a distâncias bem definidas do núcleo;
- a cada órbita corresponde um determinado valor de energia;
- os eletrões com mais energia movem-se em órbitas mais afastadas do núcleo, os que têm menos energia movem-se em órbitas mais próximas do núcleo.
Os eletrões descreviam órbitas em torno do núcleo mas só algumas eram possíveis.
Os eletrões que descreviam órbitas de maior raio tinham maior energia.
Só determinados valores de energia para os eletrões são possíveis.
Surgiu assim um modelo planetário de átomo.
-Os eletrões movem-se em torno do núcleo em órbitas bem definidas.
-As órbitas dos eletrões estão associadas à sua energia e podem designar-se também por níveis de energia.
-Quanto mais afastado do núcleo se encontra um nível, maior a sua energia.
- O modelo de Bohr permitia interpretar corretamente o átomo de hidrogénio (com um só eletrão).
- Contudo, este modelo não funcionava bem quando aplicado a átomos polieletrónicos.
⇒ No final do século XIX e início do século XX, sucederam-se descobertas relacionadas com a constituição do átomo.
⇒ Essas descobertas contribuíram para o desenvolvimento de um modelo atómico mais ajustado às evidências experimentais.
- Max Planck (1858-1947) – Descoberta da descontinuidade na emissão de radiação eletromagnética.
- James Chadwick (1891-1974) – Confirmação da existência de uma partícula no núcleo sem carga elétrica — o neutrão.
- Louis de Broglie (1892-1987) – Descoberta do comportamento ondulatório do eletrão.
- Heisenberg (1901-1976) – Desenvolvimento de uma equação que relaciona as incertezas da posição e da velocidade de uma partícula.
- Schrödinger (1887-1961) – Desenvolvimento de uma equação que permite determinar a energia dos eletrões nos átomos.
Este modelo surgiu mais tarde por se concluir que a noção de órbita não era apropriada.
Os eletrões dos átomos movem-se sem órbitas definidas e com velocidade elevadíssima. Por isso, não é possível dizer onde estão os eletrões num certo instante.
Apenas se pode falar na probabilidade de os encontrar à volta do núcleo.
A zona de grande probabilidade de encontrar os eletrões chama-se nuvem eletrónica.
A probabilidade eletrónica por unidade de volume é maior junto ao núcleo.
Só determinados valores de energia para os eletrões são possíveis.
-Os eletrões não se movem em órbitas, mas sim em orbitais.
-As orbitais definem as regiões do espaço, em torno do núcleo, onde é mais provável encontrar os eletrões, mas não as suas trajetórias.
-O conjunto das orbitais ocupadas por eletrões designa-se por nuvem eletrónica.
-Os eletrões que ocupam orbitais diferentes apresentam energias diferentes.
[highlight2]Dimensões da nuvem eletrónica[/highlight2]A representação da nuvem eletrónica de um átomo é a forma de “visualizar” a probabilidade de encontrar o eletrão em torno do núcleo atómico.
A probabilidade de encontrar o eletrão em torno do núcleo é igual para pontos à mesma distância do núcleo e diminui, em geral, com o aumento dessa distância.
A probabilidade de encontrar um eletrão diminui com o aumento da distância ao núcleo e é a mesma para igual distância ao núcleo.
[highlight2]Raio atómico[/highlight2] Raio atómico de um átomo é a distância entre o núcleo e o limite da sua nuvem eletrónica.
Os átomos têm dimensões tão reduzidas que, para expressar os seus raios, é frequente utilizarmos o picómetro (pm), um submúltiplo do metro:
