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AULA 01 : Estudo do átomo: Evolução dos modelos e

estrutura atômica.

1 – INTRODUÇÃO A ATOMÍSTICA

1.1 - Evolução dos modelos atômicos

450 a.C. - Leucipo: A matéria pode se dividir em partículas cada vez menores.

400 a.C. – Demócrito: Denominação átomo para a menor partícula de matéria.

1661 - Boyle : Autor do livro Sceptical chemist, no qual defendeu o atomismo e deu o primeiro conceito de elemento com base experimental.

1808 - Dalton : Primeiro modelo atômico com base experimental – modelo esférico indivisível

• Toda matéria é composta por átomos

• Os átomos são permanentes e indivisíveis

• Elementos químicos caracterizados pelos seus átomos

• Compostos químicos formados por reunião de átomos

1834 - Faraday :Estudo quantitativo de eletrólise, através do qual surgiu a idéia da eletricidade associada aos átomos.

1859 - Geissler : Descarga elétrica no interior de um tubo contendo um gás. Primeiras experiências de descargas elétricas em gases a pressão reduzida (ao redor de 10 mmHg). Descoberta dos "raios" posteriormente chamados catódicos. (Produção de luz que varia com a natureza desse gás)

1874 - Stoney :Admitiu que a eletricidade estava associada aos átomos em quantidades discretas. Primeira idéia de quantização da carga elétrica.

1875 – Crookes : Descarga elétrica (20.000 volts) em um tubo com gases muito rarefeitos aparecendo emissões que migravam do cátodo para o ânodo e que foram chamados de raios catódicos.

• Natureza dos raios catodicos

Os raios catódicos são de natureza negativa pois desviam para o pólo positivo – elétrons. Os elétrons estão presentes em toda a matéria e são idênticos. No tubo de Crookes os elétrons deixam o cátodo e se chocam com as moléculas do gás deixando suas moléculas positivas.

Depois de alguns anos que os raios catódicos foram descobertos, o estudo de suas propriedades mostrou claramente que eles são constituídos de partículas que possuem carga elétrica e massa mecânica muito pequenas. Observou-se também que essas partículas são todas iguais, independentemente do metal do que é feito o catodo ou o ânodo. Concluiu-se então, que essas partículas emitidas pelo catodo entram na constituição de todos os corpos.

• Propriedades dos raios catódicos

1) Produzem luminescência nos corpos com que se chocam, como por exemplo, na parede do tubo. Com o choque, eles perdem energia cinética, comunicando energia aos elétrons dos átomos do vidro que são então acelerados. Uma carga elétrica acelerada emite onda eletromagnética. Os elétrons do vidro emitem então, onda eletromagnética cujo comprimento de onda está nos limites da luz, isto é, onda eletromagnética visível.

2) Propagam-se com grande velocidade, que varia desde um limite inferior de uns 100 Km/s até um limite superior próximo da velocidade da luz (300.000 Km/s). A velocidade é maior quanto maior for a diferença de potencial aplicada entre o ânodo e o catodo.

3) Propagam-se aproximadamente em linha reta.

4) Atravessam pequenas espessuras de materiais(1 a 2mm).

5) São desviados por um campo elétrico ou por um campo magnético. Por um campo elétrico, porque os elétrons, tendo carga elétrica, ficam sujeitos à força nesse campo. Por um campo magnético, porque os elétrons em movimento constituem uma corrente elétrica; e já sabemos que uma corrente elétrica é sujeita a forças num campo magnético.

1895 - Röentgen : Descoberta dos raios X.

Os raios X foram descobertos em 8 de novembro de 1895, quando o físico alemão Wilhelm Conrad Roentgen realizava experimentos com os raios catódicos. Esses raios são emissões eletromagnéticas de natureza semelhante à luz visível. Seu comprimento de onda vai de 0,05 ångström (5 pm) até dezenas de ångström (1 nm). Os raios X podem ser produzidos quando elétrons são acelerados em direção a um alvo metálico. O choque do feixe de elétrons (que saem do catodo com energia de dezenas de KeV) com o anodo (alvo) produz dois tipos de raios X. Um deles constitui o espectro contínuo, e resulta da desaceleração do elétron durante a penetração no anodo. O outro tipo é o raio X característico do material do anodo. Assim, cada espectro de raios X é a superposição de um espectro contínuo e de uma série de linhas espectrais características do anodo.

1896 - Becquerel : Descoberta da radioatividade.

O fenômeno da radioatividade foi descoberto pelo físico francês Henri Becquerel, em 1896. Becquerel realizou diversos estudos e verificou que sais de urânio emitiam radiação semelhante à dos raios-X, impressionando chapas fotográficas. Se um átomo tiver seu núcleo muito energético, ele tenderá a estabilizar-se, emitindo o excesso de energia na forma de partículas e ondas.

As radiações alfa ( ) e beta (  ) são partículas que possuem massa, carga elétrica e velocidade. Os raios gama (  ) são ondas eletromagnéticas ( não possuem massa ), que se propagam com a velocidade de 300.000 km/s.

Tempo de meia-vida

Cada elemento radioativo se transmuta a uma velocidade que lhe é característica. Meia-vida é o tempo necessário para que a sua atividade radioativa seja reduzida à metade da atividade inicial.

Após o primeiro período de meia-vida, somente a metade dos átomos radioativos originais permanecem radioativos. No segundo período, somente 1/4 , e assim por diante. Alguns elementos possuem meia-vida de frações de segundos. Outros, de bilhões de anos.

1897 - Thomson : Esfera sólida carregada positivamente contendo elétrons incrustados. Este modelo explica:

• Eletrização por atrito

• Corrente elétrica

• Formação de íons

• Descarga elétrica em gases

Determinação da relação carga/massa (e/m) do elétron.

1898 - Casal Curie : Outros elementos podem emitir radiação mais forte.

No início de 1898, dois pesquisadores, independentemente, tiveram a idéia de tentar localizar outros materiais, diferentes do urânio, que emitissem radiações do mesmo tipo. A busca foi feita, na Alemanha, por G.C. Schmidt e, na França, pela Madame Curie. Em abril de 1898, ambos publicaram a descoberta de que o tório emitia radiações, como o urânio. O método de estudo não foi fotográfico e sim com o uso de uma câmara de ionização, observando-se a corrente elétrica produzida, no ar, entre duas placas eletrizadas, quando se colocava um material que emitia radiações entre as placas. Esse método de estudos era mais seguro do que o uso de chapas fotográficas, já que estas, como vimos, podem ser afetadas por muitos tipos de influências diferentes.

A radiação emitida pelo tório era observada em todos os seus compostos examinados, como ocorria com o urânio. Ela produzia efeitos fotográficos e era um pouco mais penetrante do que a do urânio. Schmidt afirmou ter observado a refração dos raios do tório (como Becquerel fizera anteriormente) mas não conseguiu notar nem reflexão nem polarização dos raios. Marie Curie estudou vários minerais, além de substâncias químicas puras. Notou, como era de se esperar, que todos os minerais de urânio e de tório emitiam radiações. A descoberta do efeito produzido pelo tório deu novo impulso à pesquisa dos "raios de Becquerel". Agora, percebia-se que esse não era um fenômeno isolado, que ocorria só no urânio. Marie Curie é quem dá a esse fenômeno o nome "radioatividade":

1900 - Max Planck :Teoria dos quanta.

1905 - Einstein :Teoria da relatividade. Relação entre massa e energia (e = mc2). Esclarecimento do efeito fotoelétrico. Denominação do fóton para o quantum de energia radiante.

1909 - Millikan :Determinação da carga do elétron.

1913 – Rutherford – Bohr : Modelo atômico fundamentado na teoria dos quanta e sustentado experimentalmente com base na espectroscopia. Distribuição eletrônica em níveis de energia.

• Quando um elétron do átomo recebe energia, ele salta para outro nível de maior energia, portanto mais distante do núcleo. Quando o elétron volta para o seu nível de energia primitivo (mais próximo do núcleo), ele cede a energia quantun. anteriormente recebida sob forma de uma onda eletromagnética (luz).

Distinguimos duas regiões nos átomos:

a) uma com carga elétrica positiva, e muito pesada, que concentra quase todo o peso do átomo: é chamada núcleo.

b) uma região ocupada por elétrons, que giram ao redor do núcleo.

O volume ocupado por um átomo é o de uma esfera de raio da ordem de 10-8 cm, O volume ocupado pelo núcleo é o de uma esfera de raio da ordem de 10-12cm. Portanto, o raio do átomo é cerca de 10.000 vezes maior que o do núcleo. prótons e neutrons que o constituem estão muito próximos, atraindo-se com forças muito grandes, formando um conjunto compacto. Quando se consegue romper esse conjunto, liberta-se grande quantidade de energia. É a energia atômica.

NÚMERO ATÔMICO : É o número de prótons no núcleo. Para um átomo neutro, este é também o número de elétrons que o átomo possui. O número atômico geralmente é representado pela letra Z.

NÚMERO DE MASSA: È a soma do número de prótons com o número de nêutrons, isto é, o número de partículas que constituem o núcleo. Representado geralmente pela letra A.

Assim, sendo N o número de nêutrons de um núcleo.

Z = número atômico = prótons no núcleo

A = número de núcleons = massa (prótons + nêutrons)

Ex: Z=11, p = 11, A=23 e n =12

(prótons = elétrons) neutralidade do átomo

ABUNDÂNCIA ISOTÓPICA: A maioria dos elementos é encontrada como uma mistura de isótopos. As massas e as abundancias são calculadas por um aparelho chamado de espectrômetro de massa. A massa atômica é calculada pela média ponderada da massa dos isótopos. Os elementos químicos podem ser: isótopos, isóbaros ou isóbonos

Isótopos – Elementos químicos com o mesmo número atômico:

Exemplo:

Cloro Z = 17 35Cl17 e 37Cl17

Existem dois isótopos do Cloro na natureza: O cloro-35 (massa de 34,97 na proporção de 75,77%) e cloro-37 (massa de 36,97 na proporção de 24,23%). A massa atômica do cloro é uma média ponderada das massa dos dois isotopos.

(75,77 X 34,97u) + (24,23 X 36,97u) = 35,45

100 100

Isóbaros - Elementos químicos com o mesmo número de massa:

Existe um Hidrogênio (A = 3), e um Hélio 3 (A = 3).

e

Isótonos - Elementos químicos com o mesmo número de nêutrons:

e

N = 10 N = 10

FORMAÇÃO DE IONS - IONIZAÇÃO - Processo de formação do íon positivo pela remoção de um elétron. A energia de ionização é a mínima energia necessária para remover um elétron de um átomo isolado, no seu estado fundamental. Maior o átomo, maior a dificuldade de segurar o elétron.

• Os íons são formados pela remoção ou adição de elétrons em elementos químicos, quando estes estão sujeitos a processos de absorção ou liberação de energia.

• Cátions: são íons formados pela perda de elétrons.

• Ânions: são íons formados pelo ganho de elétrons

Propriedades dos prótons, nêutrons e elétrons e localização do átomo

Partícula carga Massa relativa (u) Massa em gramas Localização

Próton 1 1,01 1,6726x10-24 núcleo

Nêutron 0 1,01 1,6726x10-24 núcleo

Elétron -1 0.00048 9,0194x10-28 Fora do núcleo

1923 - Bohr percebeu que a elucidação da estrutura atômica seria encontrada na natureza da luz emitida pelas substâncias sob altas temperaturas ou descarga elétrica.

A energia radiante emitida é chamada de energia eletromagnética (3.108 metros/s) e apresenta movimento ondulatório. Inclui luz visível, radiação infravermelha e ultravioleta, ondas de radio, microondas e raios X entre outros. (v = f.)

O espectro visível é a banda estreita provocada pela ação de um feixe de fótons sobre células especializadas da retina, que transmitem através de informação pré-processada no nervo óptico, impressões para o sistema nervoso. Comprimento de onda curto como violeta e longo como o vermelho.

1.2 – Modelo atômico atual

• Bohr - Um gás emite luz quando uma corrente elétrica passa através dele, devido ao fato dos elétrons absorverem energia da eletricidade e posteriormente liberarem na forma de luz. Esta radiação é limitada a um certo comprimento de onda. Portanto os elétrons do átomo não estão livres e não podem ter qualquer quantidade de energia, mas somente quantidades especificas - energia quantizada.

• Planck e Einstein - radiações eletromagnéticas compostas de pacotes de energia - fótons

Onde:

h = constante de Planck

C = comprimento de onda

 = freqüência

• Átomo no estado fundamental - elétrons no menor nível de energia disponível.

• Átomo no estado excitado - Quando o átomo absorve energia de uma descarga elétrica, os elétrons são excitados a níveis mais elevados. Quando retorna ao estado fundamental libera energia na forma de fóton de radiação eletromagnética.

• O Princípio da Incerteza deixa clara a impossibilidade de se determinar a exata trajetória do elétron a partir da energia e da velocidade. Por este motivo, buscou-se, então, trabalhar com a provável região onde é possível encontrá-lo.

• Erwin Schröndinger (1887 - 1961) baseado nestes dois princípios criou o conceito de Orbital.

Orbital é a região onde é mais provável encontrar um elétron. Cada orbital comporta apenas dois elétrons.

Dirac calculou estas regiões de probabilidade e determinou os quatro números quânticos, que são: principal, secundário, magnético e de spin.

1.3 - Partículas fundamentais do átomo

Atualmente são conhecidas onze partículas fundamentais cuja existência está definitivamente comprovada. Além dessas, há várias que foram descobertas recentemente e cujas propriedades são muito mal conhecidas. As onze partículas são: Elétron ou negatron, próton, nêutron, pósitron ou elétron positivo, neutrino, méson leve positivo, méson leve negativo, méson pesado positivo, méson pesado negativo, méson pesado neutro e fóton.

Aula 01 - Modelo atômico e formação de ions

Roteiro de estudos

Questão 01 - Dê a representação do átomo de iodo (consulte o símbolo na Tabela Periódica) contendo 53 prótons, 74 nêutrons e 54 elétrons.

Questão 02 - Compare o átomo de Enxofre S (Z=16 A=32) com seu íon S-2 . Para isso:

a -- dê o número de prótons do átomo e do íon

b - dê o nº de nêutrons do enxofre e do íon.

c- dê o nº de elétrons do átomo de enxofre e de seu íon e justifique sua resposta

Questão 03 - Dê o número total de elétrons presentes nos seguintes átomos ou íons: N, O, O-2, Sr+2, Sn+4.

Questão 04 - Mostre a representação de um átomo do elemento químico cálcio, cujo número de prótons é 20, e o número de massa é 40.

Questão 05 - Se o átomo do exercício acima estiver no estado fundamental e neutro, quantos elétrons ele possui?

Questão 06 - Indique o nº atômico e o nº de massa de um átomo que possui 13 prótons e 14 nêutrons.

Questão 07 - Indique o nº de prótons, nêutrons e elétrons nos átomos representados abaixo:

Questão 08 - Considere a representação do átomo . Responda qual é:

a) o nº prótons d) o nº de partículas com carga positiva

b) o nº de nêutrons e) o nº de partículas com carga negativa

c) o nº de elétrons f) o nº de partículas no núcleo

Desafio

“O número de elétrons do cátion X3+ é igual ao número de prótons do átomo Y, que por sua vez é isótopo do átomo W, que apresenta número atômico e número de massa, respectivamente, 36 e 84. Determine o número atômico do elemento X.”

Aula 01 - Modelo atômico e formação de ions – GABARITO

• Como o átomo de iodo em questão apresenta 53 prótons e 54 elétrons, o elemento não encontra-se no seu estado fundamental e neutro, mas na forma de um ânion (íon que recebeu elétrons, portanto que apresenta carga negativa), assim a representação para o átomo de iodo será:

Observação:Quando compara-se o átomo neutro com qualquer íon (cátion ou ânion) as únicas partículas que sofrem alteração são os elétrons (partículas negativas), a quantidade de todas as demais partículas permanecem inalteradas.

2) a) número de prótons do enxofre = 16

• O número de nêutrons de um átomo pode ser calculado subtraindo-se do número de massa, o número atômico. Assim, o número de nêutrons do enxofre é igual a 16 (no = 16)

• O número de elétrons é 16 e seu íon é o S-2 (o íon possui 18 elétrons)

3) Ao consultar a tabela periódica deveriam ser coletados os números atômicos e de massa dos elementos. Sendo assim, a representação dos elementos químicos será:

A partir do número atômico, o número de elétrons dos átomos neutros são: N: 7 elétrons; O: 8 elétrons; O-2 10 elétrons Sr+2 36 elétrons; Sn+4 : 46 elétrons.

4)

5) No estado fundamental e neutro, o número de prótons é igual ao número de elétrons em um determinado átomo. Assim, como o número atômico (número de prótons) do átomo de cálcio é igual a 20, o átomo apresenta 20 elétrons.

• O átomo que apresenta 13 prótons possui número atômico igual a 13 (Z= 13). Como o átomo apresenta 14 nêutrons, o número de massa desse átomo é igual a 27 (A = 27). Consultando uma tabela periódica, pode-se verificar que o átomo em questão é o alumínio ( Al ).

• O átomo de Lítio (Li) apresenta: 3 prótons, 4 nêutrons, 3 elétrons

O átomo de Potássio (K) apresenta: 19 prótons, 20 nêutrons, 19 elétrons

O átomo de Manganês (Mn) apresenta: 25 prótons, 30 nêutrons, 25 elétrons

O átomo de Neônio (Ne) apresenta: 10 prótons, 11 nêutrons, 10 elétrons

• O átomo de Carbono-14 apresenta:

• 6 prótons c) 6 elétrons e) 6 partículas negativas

• 8 nêutrons d) 6 partículas positivas f) 14 partículas no núcleo