PRIMEIROS
MODELOS ATÔMICOS
- O átomo de
Dalton
Em 1803,
John Dalton, acreditando nas leis da conservação de
massa e da composição definida, propôs uma teoria que
explicava estas e outras generalizações químicas.
Dalton ressuscitou o conceito grego da existência dos átomos
e foi capaz de sustentar esse conceito com evidências
experimentais que ele e outros obtiveram. A teoria de
John Dalton foi baseada no seguinte modelo:
1 - Toda
matéria é composta de partículas fundamentais, os átomos;
2 - Os
átomos são permanentes e indivisíveis, eles não podem
ser criados nem destruídos;
3 - Os
elementos são caracterizados por seus átomos. Todos os
átomos de um dado elemento são idênticos em todos os
aspectos. Átomos de diferentes elementos têm diferentes
propriedades;
4 - As
transformações químicas consistem em uma combinação,
separação ou rearranjo de átomos;
5 -
Compostos químicos são formados de átomos de dois ou
mais elementos em uma razão fixa.
Utilizando
esta teoria simples, Dalton fez com que as observações
químicas da época parecessem muito razoáveis. Sua
teoria explicou com sucesso porque a massa é conservada
nas reações químicas. A lei da composição definida
também é explicada com sucesso: se cada composto é
caracterizado por proporções fixas entre os números de
átomos dos seus elementos componentes e se cada átomo
de um dado elemento tem a mesma massa, então a composição
de cada composto deve ser sempre a mesma.
Dalton
deixou dúvidas em vários pontos, por exemplo, na distinção
entre um átomo e uma molécula. Isto o levou a propor fórmulas
incorretas para certos compostos. Porém, mesmo assim,
sua contribuição para o entendimento químico foi de
grande valor.
O átomo
de Thomson
A partir
de 1890, ficou evidente para a maioria dos cientistas que
os átomos consistem em uma parte carregada positivamente
e alguns elétrons, mas isto não era totalmente claro.
Em 1898 J.J.Thomson sugeriu que um átomo poderia ser uma
esfera carregada positivamente na qual alguns elétrons
estão incrustados, e apontou que isto levaria a uma fácil
remoção de elétrons dos átomos. Este modelo de átomo,
algumas vezes chamado de modelo de "pudim de ameixas",
está ilustrado na figura 1 ao lado. Mais tarde Thomson
postulou que os elétrons estavam arranjados em anéis e
circundavam completamente em órbitas a esfera positiva.
O átomo
de Rutherford
O modelo atômico de Thomson foi bem
aceito por muitos anos. Pouco depois de início do séc.
XX, experimentos realizados na Inglaterra pelos físicos
E. Rutherford, E. Marsden e H. Geiger levaram à
substituição do modelo de Thomson.
Em 1890, descobriu-se que certos elementos são
radioativos, ou seja, que eles emitem radiação de alta
energia, da qual há três tipos: partículas alfa, partículas
beta e partículas gama. Uma partícula alfa carrega uma
carga positiva e tem uma massa que é muito maior do que
um elétron. Rutherford, Geiger e Marsden lançaram um
fluxo de partículas alfa emitidas por uma pequena
quantidade do elemento radioativo polônio em várias
folhas finas de diversos materiais como mica, papel e
ouro. Observaram que, embora muitas partículas
atravessassem as folhas em linha reta, algumas foram
espalhadas, ou desviadas da linha reta. Os três
cientistas ficaram intrigados pelo espalhamento da partícula
alfa (o que causou o desvio e por que somente algumas das
partículas foram desviadas) e projetaram um aparelho
para medir o ângulo do desvio sofrido pelas partículas
alfa, quando estas passavam através de uma folha
extremamente fina de ouro. Neste aparelho, indicado
esquematicamente na figura 2, as partículas alfa foram
detectadas por um clarão formado sobre um anteparo
revestido com uma camada de sulfeto de zinco
fosforescente.
O anteparo era móvel e o espalhamento das
partículas de diferentes ângulos poderia ser detectado
e os ângulos, medidos.
Os resultados dos experimentos foram surpreendentes.
Embora muitas das partículas atravessassem a folha com
pouco ou nenhum desvio, algumas, ao contrário, foram
desviadas, como os experimentos previamente mostravam. O
surpreendente foi que a amplitude do ângulo medido
variava de valores muito pequenos até valores acima de
90°C. O espalhamento de ângulos maiores que 90°C não
foi previsto pelos cientistas; isto significa que algumas
partículas alfa realmente emergiam da superfície do
ouro, ou seja, as partículas eram rebatidas após o
choque, sem atravessar a folha.
Em 1911, Rutherford foi capaz de mostrar o que os
resultados experimentais realmente significavam. Pensando
em termos do modelo de Thomson, a princípio ele não foi
surpreendido pelo fato de que muitas das partículas alfa
atravessavam em linha reta a folha com pouca ou nenhuma
deflexão. Ele raciocinou que isto ocorreria se a massa e
carga elétricas positiva e negativa estivessem
espalhadas mais ou menos ao acaso através de cada átomo
da folha (ver figura 3a). Tal distribuição difusa de
massa poderia significar que nada seria muito sólido
para um partícula alfa atravessar, e a carga positiva
carregada pela partícula não seria influenciada por
nenhuma concentração alta de carga positiva ou negativa
localizada na folha.
Retherford retomou uma idéia proposta em 1904 pelo físico
japonês H. Nagaoka: um átomo poderia ser composto por
um pequeníssimo núcleo carregado positivamente (no
centro do átomo) rodeado por uma região
comparativamente maior contendo os elétrons. Rutherford
compreendeu que se elétrons carregados negativamente
estavam distribuídos na maior parte do átomo e se a
carga positiva compreendendo a maior parte da massa
estava concentrada em um minúsculo núcleo no centro do
átomo então não somente muitas partículas alfa
passariam em linha reta sem apresenta deflexão, mas
aquelas partículas alfa que passassem próximas do núcleo
seriam fortemente repelidas por sua carga positiva (ver
figura 3b). Rutherford concluiu que tais repulsões
intensas poderiam justificar os maiores ângulos de
espalhamento apresentados por poucas das partículas
alfa, e assim imediatamente realizou uma série de cálculos
detalhados que constatavam que o fato era realmente provável.
Portanto
o modelo de Rutherford representa o átomo consistindo em
um pequeno núcleo rodeado por um grande volume no qual
os elétrons estão distribuídos. O núcleo carrega toda
a carga positiva e a maior parte da massa do átomo.
O Átomo
Moderno
O modelo
atual do átomo está fundamento no de Rutherford.
Em 1914, Rutherford demonstrou a existência de uma partícula
que tem uma massa muito maior do que o elétron e tem a
carga igual em grandeza à de um elétron, mas de sinal
oposto, isto é, positivo ao invés de negativo.
Rutherford sugeriu que a carga positiva de um núcleo atômico
deve-se à presença de um número destas partículas,
que em 1920 ele denominou prótons.
Rutherford concluiu que, embora os prótons contivessem
toda a carga do núcleo, eles sozinhos não podem compor
sua massa. O problema da massa extra foi resolvido quando,
em 1932, o físico inglês J. Chadwick a denominou de nêutron.
Hoje, acreditamos que, com uma exceção, o núcleo de
muitos átomos contém ambas as partículas: prótons e nêutrons,
chamados de núcleos (exceto o núcleo de muitos isótopos
comuns de hidrogênio que contém um próton e nenhum nêutron).
Portanto, pela convenção, um próton tem uma carga de +1,
um elétron de -1 e um nêutron de 0.
Um átomo
individual (ou seu núcleo) é geralmente identificado
especificando dois números inteiros: o número atômico
Z e o número de massa A.
O número
atômico Z é o número de prótons no núcleo.
O número
de massa A é o número total de núcleos (prótons mais
nêutrons) no núcleo.
Nata-se,
portanto que o número de nêutrons é igual a A - Z.
Um átomo
específico é identificado pelo símbolo do elemento com
número atômico Z como um índice inferior e o número
de massa como um índice superior. Como abaixo:
Cada um destes acima tem 8 prótons no seu
núcleo. Isto é o que faz com que seja um átomo de oxigênio.
Massas
Atômicas
As
massas atômicas são normalmente expressas em unidades
de massa atômica (u). Uma unidade de massa atômica (1u)
é definida como sendo exatamente um doze avos da massa
de um átomo de
e as massas de todos os outros átomos são
expressas relativamente à massa deste átomo.
Elétrons
em Átomos
Depois
que o modelo atômico de Rutherford foi aceito, começou-se
a questionar os elétrons. O próprio Rutherfor
primeiramente sugeriu que o átomo tinha uma estrutura
planetária, com o núcleo correspondendo ao sol em nosso
sistema solar e os elétrons aos planetas que se movem
por um espaço em órbitas fixas.
Esta teoria, no entanto, não satisfazia plenamente tendo
em vista que se se considera o elétron girando em torno
do núcleo e ambos se atraindo, haveria um momento em
que o elétron iria colidir com o núcleo.
A
primeira tentativa importante para desenvolver um novo
modelo atômico não-clássico foi feito por Niels Bohr,
um físico dinamarquês. Embora seu modelo não fosse um
sucesso completo e tenha sido efetivamente descartado por
20 anos, ele introduziu alguns conceitos revolucionários
que conduziram finalmente ao desenvolvimento do modelo
moderno da estrutura atômica. Bohr percebeu que a
elucidação da estrutura atômica seria encontrada na
natureza da luz emitida pelas substâncias a temperaturas
altas ou sob influência de uma descarga elétrica. Mas
especificamente, Bohr acreditava que esta luz era
produzida quando elétrons nos átomos sofriam alterações
de energia.
O Átomo
de Bohr
Em 1913,
Bohr refletiu sobre o dilema do átomo estável. Ele foi
suficientemente corajoso para questionar a física clássica
e seu trabalho encorajou outros a descobrirem porque a física
clássica é falha para partículas pequenas.
Bohr começou admitindo que um gás emite luz quando uma
corrente elétrica passa através deste, devido aos elétrons
em seus átomos primeiro absorverem energia da
eletricidade e posteriormente liberarem aquela energia na
forma de luz. Ele imaginou, contudo, que a radiação
emitida é limitada para um certo comprimento de onda;
ele deduziu que, em um átomo, um elétron não está
livre para ter qualquer quantidade de energia.
Preferencialmente, um elétron em um átomo pode ter
somente certas quantidades específicas de energia; isto
é, a energia de um elétron em um átomo é quantizada.
No início do séc. XX, os físicos alemães Max Planck e
Albert Einstein mostraram independentemente que todas as
radiações eletromagnéticas comportavam-se como se
fossem compostas de minúsculos pacotes de energia
chamados fótons. Els mostraram que cada fóton tinha uma
energia que é proporcional à freqüência da radiação:
Efóton=hv
na qual
a constante de proporcionalidade h é agora chamada de
constante de Planck e tem o valor de 6,63 x 10-34
J s.
Bohr descreveu a origem do espectro de linha: de todos os
valores de energias quantizadas, um elétron em um átomo
pode ter somente um valor de energia. Ele estabeleceu que
um átomo tem um conjunto de energias quantizadas, ou níveis
de energia, disponível para seus elétrons.
Posteriormente, só um certo número de elétrons pode
ter energia particular, isto é, cada nível de energia
tem uma "população" máxima de elétrons. Um
átomo está normalmente em seu estado fundamental, o
estado no qual todos os seus elétrons estão nos níveis
de energia mais baixos que lhes são disponíveis. Quando
um átomo absorve energia de uma chama ou descarga elétrica,
alguns de seus elétrons ganham energia e são elevados a
um nível de energia maior. O átomo é agora dito estar
em estado excitado. Alguns níveis de energia mais
baixos ficam livres e, assim, um elétron pode cair de um
nível mais alto, designado por E2 elétron,
para um nível de energia mais baixo E1 elétron.
Quando isto acontece, a energia é liberada do átomo em
uma quantidade igual a E2 elétron - E1
elétron , isto é, a diferença entre as duas
energias do elétron. De acordo com Bohr, a energia é
liberada na forma de fóton de radiação eletromagnética.
Bem, desde que os níveis mais alto e mais baixo de
energia sejam ambos quantizados, a diferença de energia
entre eles precisa também ser quantizada , como precisa
ser a energia de um fóton de energia eletromagnética
irradiada quanto o elétron cai de um nível mais alto
para outro mais baixo quantizado. Portanto, isso
significa que, devido à relação simples entre a
energia e o comprimento de onda de um fóton, o
comprimento de onda da radiação precisa também ser
quantizado.
Bohr
propôs um modelo planetário modificado no qual cada nível
de energia quantizado corresponde a uma órbita eletrônica
circular, específica e estável com raio quantizado.
Outros, mais tarde, estenderam o modelo original de Bohr
a órbitas elípticas. Embora atrativa em muitos
aspectos, a teoria de Bohr é inadequada para explicar
satisfatoriamente o espectro de alguns elementos além do
hidrogênio. O conceito de quantização de energia eletrônica
de Bohr é ainda considerado essencialmente correto,
embora suas idéias sobre órbitas não o sejam.
Os
Elétrons
Durante
a primeira parte do séc. XX, a física sofreu uma revolução
que acabou por influenciar todas as outras ciências.
Esta revolução teve início na mecânica, parte da física
que estuda as forças e seus efeitos sobre o movimento
dos objetos.
A DUALIDADE DA NATUREZA DOS ELÉTRONS - PARTÍCULAS OU
ONDAS
A teoria planetária da estrutura atômica proposta por
Rutherford e Bohr descreve o átomo como um núcleo
central circundado por elétrons situados em certas órbitas.
O elétron é, pois, considerado como partícula. Na década
de 1920, mostrou-se que partículas em movimento, como elétrons,
comportavam-se em alguns aspectos como ondas. Esse é um
conceito importante para explicar a estrutura eletrônica
dos átomos.
Por algum tempo, a luz era tida ora como partícula ora
como onda. Certos materiais, como por exemplo o potássio,
emitem elétrons quando irradiados com luz visível, ou,
em alguns casos, com luz ultravioleta. Chama-se a isso
efeito fotoelétrico. Ele é explicado imaginando a luz
movendo-se na forma de partículas chamadas fótons. Se
um fóton colidir com um elétron, ele pode transferir
sua energia para o elétron. Se a energia do fóton for
suficientemente elevada, ela pode remover o elétron da
superfície do metal. Contudo, os fenômenos da difração
e interferência da luz só podem ser explicados
imaginando a luz comportando-se como uma onda. Em 1924,
de Broglie afirmou que com os elétrons existe o mesmo
duplo caráter - às vezes eles são considerados como
partículas e em outras é mais conveniente considerá-los
como ondas. Obteve-se uma evidência experimental da
natureza ondulatória dos elétrons observando
fotograficamente anéis de difração obtidos quando se
conduz um fluxo de elétrons através de uma fina lâmina
metálica. A difração de elétrons é hoje em dia uma
ferramenta útil na elucidação da estrutura molecular,
particularmente em gases. A mecânica ondulatória é um
recurso para estudar a estrutura dos níveis eletrônicos
nos átomos e a forma dos orbitais ocupados pelos elétrons.
O
Princípio da incerteza de Heisenberg
Em 1927,
o físico alemão Werner Heisenberg desenvolveu uma relação
importante que mostra a existência de uma limitação rígida
e natural, em nossa capacidade de aprender e descrever o
movimento de partículas extremamente pequenas. O princípio
da incerteza de Heisenberg estabelece que é impossível
conhecer simultaneamente e com certeza a posição e o
momento de uma pequena partícula, tal como um elétron.
O ponto importante deste princípio é que , para se
saber algo sobre a posição e o momento de uma partícula,
temos de interagir com ela.
Por exemplo: nenhum instrumento pode "sentir"
ou "ver" um elétron sem influenciar
intensamente o seu movimento. Se, por exemplo, construíssemos
um "supermicroscópio" imaginário para
localizar um elétron, teríamos de usar uma radiação
com um comprimento de onda muito menor do que a luz. Mas
a energia da radiação é tão grande que modificaria a
velocidade e, conseqüentemente, o momento do elétron,
numa quantidade grande e incerta. Para um elétron,
entretanto, somos forçados a concluir que qualquer
retrato físico ou qualquer modelo mental da estrutura
eletrônica do átomo não poderá precisa e
simultaneamente localizar o elétron e descrever o seu
movimento.
Heisenberg formulou que quanto mais exatamente pudermos
determinar a posição de um elétron, tanto menor a
certeza com que podemos definir sua velocidade, ou vice-versa.
Se
Dx .
Dv = h/2p
onde
h=constante de Planck=6,6262 x 10-34 Js. Isso
significa que é impossível conhecer exatamente a posição
e a velocidade de um elétron ao mesmo tempo. O conceito
de um elétron percorrendo uma órbita definida, na qual
podem ser calculados com exatidão sua posição e
velocidade, deve, portanto, ser substituído pela
probabilidade de encontrar um elétron numa determinada
posição, ou num determinado volume de espaço. A equação
de onda de Schroendinger constitui uma descrição
satisfatória do átomo. Soluções para a equação de
onda são chamadas de funções de onda. Diversas funções
de onda, poderão satisfazer as condições da equação
de onda, e cada uma das funções de onda terá uma
energia correspondente. Cada uma das funções é chamada
de orbital, em analogia com as órbitas da teoria de Bohr.
Os Níveis
Eletrônicos de Energia
-
Orbitais: correspondem aos estados individuais que
podem ser ocupados por um elétron em um átomo. Cada
orbital no átomo acomoda no máximo dois elétrons e,
quando dois elétrons ocupam o mesmo orbital, são ditos emparelhados.
-
Spin Eletrônico: é uma propriedade possuída pelos
elétrons. Quando há dois elétrons no mesmo orbital,
seus spins estão em direções opostas, havendo um
compensação de forças magnéticas.
-
Paramagnetismo: dois elétrons com spins em direções
opostas são ditos spins antiparalelos. Por causa do
efeito magnético produzido pela presença de um elétron
desemparelhado em um átomo, uma substância que contém
um ou mais elétrons desemparelhados é fracamente atraída
em um campo magnético. Este comportamento é chamado
paramagnetismo.
-
Subcamadas: Os orbitais em um átomo são agrupados
em conjuntos chamados subcamadas. Em átomos no seu
estado fundamental quatro tipos de subcamadas são
ocupadas pro elétrons, designadas por s, p, d e f,
que consistem em 1, 3, 5 e 7 orbitais, respectivamente.
-
Camadas: Um agrupamento de subcamadas é denominado
camada. Todos os elétrons em uma dada camada estão a
mesma distância média do núcleo. Dois métodos
equivalentes são normalmente utilizados para a designação
das camadas: K, L, M, N etc.; isto é, a primeira camada (n=1)
é denominada camada K, a segunda camada (n=2) é L, e
assim por diante.
O
Princípio da Exclusão de Pauli
Para
definir um orbital são necessários três números quânticos
n, l e m. Cada orbital pode conter dois
elétrons, desde que eles tenham spins opostos. Um número
quântico adicional é necessário para definir o spin de
um elétron no orbital. Portanto, são necessários quatro
números quânticos para definir a energia de um elétron
num átomo. O Princípio da Exclusão de Pauli diz que
os dois elétrons de um orbital não
podem ter iguais os
quatro números quânticos. Trocando os números quânticos
, é possível calcular o número máximo de elétrons
contidos em cada um dos níveis energéticos principais.
A
regra de Hund e a Construção dos Átomos
O
elemento mais simples, o hidrogênio, possui um elétron,
que ocupa o nível 1s, este nível tem número quântico
principal n=1, e número quântico secundário l=0.
O hélio possui dois elétrons. O segundo elétron também
ocupa o orbital 1s. Isso é possível porque os dois elétrons
apresentam spins opostos. O nível 1s está assim
completo.
O elemento seguinte, o lítico, apresenta três elétrons.
O terceiro elétron ocupa o próximo nível energético,
que é o nível 2s, de número quântico principal n=2 e
número quântico secundário l=0.
O quarto elétron do berílio também ocupa o nível 2s.
O boro deve ter seu quinto elétron no nível 2p, pois o
nível 2s estará completamente preenchido. O sexto elétron
do carbono estará também no nível 2p. A regra de Hund
estabelece que o número de elétrons não emparelhados
num dado nível energético é o máximo. Assim, no
estado fundamental, os dois elétrons p do carbono estão
desemparelhados. Eles ocupam orbitais p separados e
possuem spins paralelos.
Para mostrar a posição dos elétrons num átomo, usam-se
os símbolos 1s, 2s, 2p, etc. para indicar o nível energético
principal e o subnível. Um índice indica o número de
elétrons em cada série de orbitais. Por exemplo, o
hidrogênio contém 1 elétron, o que se indica por 1s1
. No hélio, o nível 1s contém 2 elétrons, o que se
indica por 1s2 . As estruturas eletrônicas
podem ser escritas como abaixo:
H=1s1
He=1s2
Li=1s2 2s1
Be=1s2 2s2
B=1s2 2s2 2p1
Uma
maneira alternativa de representar a estrutura eletrônica
de um átomo é representar os orbitais por quadrados e
os elétrons por pequenas setas:
H=
Be=
O=
Seqüência
de níveis Energéticos
É
importante conhecer a seqüência segundo a qual os níveis
energéticos são preenchidos. A figura abaixo constitui
um auxílio útil. Vêja-se pela figura que a seqüência
de preenchimento dos níveis energéticos é: 1s, 2s, 2p,
3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, etc.
