Lançamento do blog

Tentarei postar aqui os principais assuntos do Ensino Médio. Preparo aulas e slides sobre Química e gostaria de compartilhá-los. Qualquer dúvida se tiverem, podem me mandar um e-mail e se eu souber, responderei-os. Lembrando que o blog não se restringe à Química, mas essa é a matéria predominante.

Um abraço a todos!!!!!!!

Modelos atômicos

Um modelo surge para tentar explicar algo. Mas ressalte-se que todo modelo é falho. Modelo é apenas uma forma de melhor representar. É uma forma muito dinâmica. Qualquer nova experiência derruba um modelo e já abre hipóteses para um próximo. Mesmo sendo invalidado, um modelo não cai totalmente no esquecimento, ele é apenas aperfeiçoado e sempre carrega suas principais contribuições.

A idéia mais primitiva de átomo é muito mais filosófica do que química. Surge em 400 a.C com os filósofos Leucipo de Mileto e Demócrito de Abdera afirmando que poderíamos dividir a matéria em partículas menores até chegarmos em um estágio que essas seriam indivisíveis e por isso foram chamadas átomos (termo que significa indivisíveis em grego).

Até o século XX, a ciência caminhava a passos curtos. Prova disso é o tempo que o modelo de Leucipo e Demócrito foi aceito e não foi contestado ou melhorado. Somente no início do século XIX, o professor John Dalton propôs uma nova teoria atômica baseada no modelo anterior e principalmente nas leis ponderais (Lei da conservação das massas de Lavoisier, Lei das proporções definidas de Proust e Lei das proporções múltiplas de Dalton). Segundo ele, o átomo seria uma bolinha maciça, indivisível, indestrutível e imutável. Costuma-se associar o modelo atômico de Dalton com uma bola de bilhar. Para Dalton, as reações químicas seriam apenas um rearranjo de átomos. Fato comprovado pela lei da conservação das massas, já que não se tinha conhecimento sobre a radioatividade.

A principal contribuição do modelo de Dalton, além de ter sido pioneiro e ter inaugurado as teorias atômicas, é a sua didaticidade e facilidade de representação, usado inclusive até hoje nos vestibulares para representar o átomo. O evento que derrubou o modelo atômico de Dalton foi a descoberta da eletricidade.

                              Bola de bilhar: Modelo atômico de Dalton

Modelo atômico de Thomson

Até o século XIX, o modelo atômico de Dalton foi aceito e não contestado. Até que, em 1869, foi feita uma experiência com o chamado "Tubo de raios catódicos" ou "Ampola de Crookes".

                                                                   Esquema simplificado da Ampola de Crookes

Em um tubo, colocou-se em lados opostos duas placas: uma de pólo positivo, chamada ânodo e outra de pólo negativo chamada cátodo, gás a baixa pressão e foi fornecida ao gás uma ddp de 10000V. Com a descarga elétrica, o cátodo é estimulado a emitir elétrons que passa a ionizar as moléculas do gás e as transformando em íons positivos. No tubo passa a haver movimento de duas naturezas: elétrons no sentido cátodo-ânodo e íons no sentido ânodo-cátodo. O feixe luminoso, negativo, percebido foi chamado de raios catódicos e são elétrons acelerados. A cor do feixe varia dependendo do gás e da pressão a que ele está submetido.

Mas como explicar as partículas negativas se movendo no tubo se Dalton havia afirmado que o átomo era indivisível? Foi aí que Thompson passou a assumir a divisibilidade do átomo. Segundo Thompson, o átomo era formado por uma esfera maciça de carga positiva e nela estariam incrustrados os recentes descobertos elétrons, de carga negativa, podendo esses saírem da esfera.

                                  

Por causa disso, o modelo de Thompson é comparado a um pudim com passas, em que a esfera positiva seria o pudim e os elétrons seriam as passas incrustradas nele. Caía por terra, assim, o modelo atômico de Dalton.

Modelo atômico de RUTHERFORD

Em 1896, um evento "colocou em xeque" o modelo atômico de Thomson. Era a descoberta da radioatividade pelo cientista francês Henri Becquerel, através do estudo do urânio. Posteriormente, o casal Curie descobriu elementos mais radioativos que o urânio: o polônio e o rádio. Em 1898, Ernest Rutherford descobriu as radiações α, β e γ. 

Em 1911, Rutherford fez uma experiência muito importante, que veio alterar e melhorar profundamente a visão do modelo atômico. 

Vemos que um pedaço de polônio emite um feixe de partículas alfa, que atravessa uma finíssima lâmina de ouro. Rutherford observou que a maior parte das partículas alfa atravessa a lâmina de ouro como se esta fosse uma peneira; apenas algumas partículas desviam ou até mesmo retrocediam.Rutherford viu-se obrigado a admitir que a lâmina de ouro não era constituída de átomos maciços e justapostos, como pensaram Dalton e Thomson.

Segundo Rutherford, o átomo seria constituído por:

• NÚCLEO: Muito pequeno, positivo, concentra quase toda a matéria do átomo;
• ELETROSFERA: Região ao redor do núcleo, de baixa densidade, onde estariam girando os elétrons, negativos, o que contrabalancearia a carga positiva do núcleo.    

                                            

Resumindo, o átomo seria semelhante ao sistema solar: o núcleo representaria o Sol; e os elétrons seriam os planetas, girando em órbitas circulares. Por isso, o modelo atômico de Rutherford é conhecido como modelo planetário.

Modelo atômico de BOHR (ou RUTHERFORD-BOHR)

Segundo Rutherford, o elétron estaria girando em torno do núcleo em órbitas circulares. Porém, segundo à teoria clássica de Maxwell, qualquer carga elétrica acelerada emite energia em forma de ondas eletromagnéticas. Perder energia significa perder velocidade e assim o elétron diminuiria o raio de sua trajetória. Assim, o elétron teria uma trajetória em espiral e dentro em breve cairia no núcleo e qualquer átomo seria uma estrutura instável. Absurdo!!!!!

O cientista dinamarquês Niels Bohr, em 1913, aprimorou o modelo atômico de Rutherford utilizando a teoria de Max Planck. Bohr achou que nem todas as leis que eram válidas na Física Clássica deveriam ser seguidas pelas partículas constituintes do átomo. Baseado na teoria quântica de Planck e Einstein e na espectroscopia dos elementos, estabeleceu certas proposições, que se tornaram conhecidas como "POSTULADOS DE BOHR":

• O elétron se move ao redor do núcleo em um número limitado de órbitas bem definidas, denominadas órbitas estacionárias;
• Movendo-se em órbitas estacionárias, o elétron não emite nem absorve energia;
• Ao saltar de uma órbita para a outra, o elétron recebe ou emite uma quantidade bem definida de energia (quantum), definida pela expressão:

Efóton = h . f, sendo: h - cte de Planck

                                                  f - frequência da radiação

Os diversos estados energéticos do elétron foram relacionados com regiões, de maior ou menor distância até o núcleo. Estas regiões são as camadas eletrônicas (níveis eletrônicos), denominadas K, L, M, N, O, P e Q. A cada camada está associado um número, chamado número quântico principal ou n.

                                           

Modelo atômico atual

Bohr assumiu que o elétron se move ao redor do núcleo em um número de órbitas bem definidas, ditas estacionárias, em que o elétron nem emite, nem absorve energia. Entretanto, novas observações, experiências e cálculos levaram os cientistas a novas conclusões. 

Em 1924, o físico francês Louis De Broglie já havia lançado a hipótese de que, se a luz apresenta natureza dual, uma partícula teria também propriedades ondulatórias. De Broglie tentou associar a natureza dual da luz ao comportamento do elétron, enunciando o seguinte postulado:

PRINCÍPIO DA DUALIDADE DE De Broglie: A matéria tem um comportamento dual de onda e partícula. 

E = m . c² (Einstein)

E = h . f (Einstein e Planck)

v = λ . f à f = c/λ à E_fóton = h . c/λ à λ = h/m.c

Assim, o elétron não poderia estar em uma órbita como propôs Bohr, revelando o "grave erro" desse modelo. 

Outra consideração muito importante é a seguinte: o elétron é tão pequeno que, se tentássemos determinar sua posição ou velocidade, os próprios instrumentos de medição alterariam essas determinações. Por isso, Werner Heisenberg, em 1926, afirmou o seguinte princípio:

PRINCÍPIO DA INCERTEZA DE Heinsenberg: Não é possível calcular a posição e a velocidade de um elétron no mesmo instante.

Devido à dificuldade de se prever a posição exata de um elétron na eletrosfera, o cientista Erwin Schrodinger, em 1926, foi levado a calcular a região onde haveria maior probabilidade de encontrar o elétron. Essa região do espaço foi denominada orbital.