Modelos Atômicos Aula 3

Juliana Cerqueira de Paiva
Modelos Atômicos
Aula 3
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Modelo Atômico de Rutherford
• O modelo atômico de Rutherford, que descrevemos
anteriormente, foi um grande passo para a compreensão da
estrutura interna do átomo. Mas esse modelo tinha algumas
deficiências. De fato, Rutherford foi obrigado a admitir que os
elétrons giravam ao redor do núcleo, pois, sem movimento, os
elétrons (que são negativos) seriam atraídos pelo núcleo (que
é positivo); consequentemente, iriam de encontro ao núcleo, e
o átomo se “desmontaria”.
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O problema do Modelo Atômico de Rutherford
• No entanto, ao admitir o movimento de rotação dos elétrons em torno
do núcleo, Rutherford acabou criando outro paradoxo. Pois a Física
Clássica diz que toda partícula elétrica em movimento circular (como
seria o caso dos elétrons) está constantemente emitindo energia e assim
perderia energia na forma de luz, diminuindo sua energia cinética sua
velocidade iria reduzir e consequentemente ele acabaria caindo no
núcleo e destruiria o átomo...
• ALGO QUE NÃO OCORRE!
• Portanto, o modelo atômico de Rutherford, mesmo explicando o que foi
observado no laboratório apresenta uma incorreção.
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• Depois de Rutherford ter proposto seu modelo, os cientistas
direcionaram seus estudos para a distribuição dos elétrons na
eletrosfera.
• Há muito tempo os químicos já sabiam que os compostos de
sódio emitem uma luz amarela quando submetidos a uma
chama.
• Em 1855, Robert Bunsen verificou que diferentes elementos,
submetidos a uma chama, produziam cores diferentes.
Elementos diferentes produzem luz com cores diferentes.
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• Qual é a diferença entre uma cor e outra?
• Hoje sabemos que a diferença reside nos comprimentos
de onda e nas frequências, que variam para cada cor. Em
um semáforo, por exemplo, temos as cores:
• verde, com λ = 530 nm
• amarelo, com λ = 580 nm
• vermelho, com λ = 700 nm
• (nm = nanômetro = 10-9 metros)
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• O comprimento de onda é a distância entre valores
repetidos num padrão de onda. É usualmente
representado pela letra grega lambda (λ).
• O comprimento de onda λ tem uma relação inversa com
a frequência f, a velocidade de repetição de qualquer
fenômeno periódico. O comprimento de onda é igual à
velocidade da onda (ν) dividida pela frequência da onda.
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• Hoje sabemos também que o espectro completo das
ondas eletromagnéticas é muito mais amplo do que o da
luz visível, isto é, das ondas que podemos perceber por
meio da visão. O esquema seguinte procura dar uma
ideia do espectro eletromagnético completo:
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• Naquela época um cientista dinamarquês chamado de Niels
Bohr realizou um experimento, usando um tubo semelhante
ao de Geissler, contendo o gás hidrogênio a baixa pressão e
sob alta tensão elétrica (“lâmpada” de hidrogênio),
produzindo um espectro luminoso fazendo a luz atravessar
um prisma de vidro, o fenômeno observado foi a obtenção dos
chamados
espectros
descontínuos,
e
isso
foi
característicos de cada elemento. A cada cor desses espectros
foi associada certa quantidade de energia.
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• Pois bem, no início do século XX
surgiu a seguinte pergunta: estariam
essas raias do espectro descontínuo
ligadas à estrutura atômica?
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O modelo de Rutherford-Bohr
• Niels Bohr aprimorou, em 1913, o modelo
atômico de Rutherford, utilizando a teoria
de Max Planck. Em 1900, Planck já havia
admitido a hipótese de que a energia não
seria emitida de modo contínuo, mas em
“pacotes”.
• A cada “pacote de energia” foi dado o
nome de quantum ou fóton (energia
descontinua).
• Relacionando esta teoria com os resultados
experimentais observados quando átomos
eram submetidos ao calor ou a eletricidade,
Bohr
propôs
um
modelo
atômico
revolucionário que mantinha as principais
características do modelo de Rutherford.
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O modelo atômico de Bohr
• Niels Bohr (1885-1962)
• Surgiram,
assim,
os
chamados
postulados de Bohr:
• Um elétron gira ao redor do núcleo em órbita
circular os elétrons se movem ao redor do
núcleo em um número limitado de órbitas bem
definidas, que são denominadas órbitas
estacionárias;
• Movendo-se em uma órbita estacionária, o
elétron não emite nem absorve energia;
• Ao saltar de uma órbita estacionária para
outra, o elétron emite ou absorve uma
quantidade bem definida de energia, chamada
quantum de energia (em latim, o plural de
quantum é quanta).
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• Essa emissão de energia é
explicada a seguir:
• Recebendo energia (térmica, elétrica ou
luminosa) do exterior, o elétron salta de
uma órbita mais interna para outra mais
externa; a quantidade de energia
recebida é, porém, bem definida (um
quantum de energia).
• Pelo contrário, ao “voltar” de uma órbita
mais externa para outra mais interna, o
elétron emite um quantum de energia,
na forma de luz de cor bem definida ou
outra radiação eletromagnética, como
ultravioleta ou raios-X (daí o nome de
fóton, que é dado para esse quantum de
energia).
• Chamamos a energia absorvida de fóton.
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• Esses saltos se repetem milhões de vezes por segundo,
produzindo assim uma onda eletromagnética, que nada mais
é do que uma sucessão de fótons (ou quanta) de energia.
• Considerando que os elétrons só podem saltar entre órbitas
bem definidas, é fácil entender por que nos espectros
descontínuos aparecem sempre as mesmas raias de cores
também bem definidas.
• Mais uma vez, notamos a ligação entre matéria e energia —
nesse caso, a energia luminosa.
• No caso particular do átomo de hidrogênio, temos um
esquema com a seguinte relação entre os saltos dos elétrons e
as respectivas raias do espectro:
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• É fácil entender que átomos
maiores, tendo maior número
de elétrons, darão também
maior número de raias
espectrais;
além
disso,
quando o elemento químico é
aquecido a temperaturas mais
altas (isto é, recebe mais
energia),o número de “saltos
eletrônicos”
e,
consequentemente, o número
de raias espectrais também
aumenta; no limite as raias se
“juntam” e formam um
espectro contínuo, como o
produzido pela luz solar ou
pelo filamento de tungstênio
de
uma
lâmpada
incandescente, quando acesa.
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• Estudos posteriores mostraram que as órbitas
eletrônicas de todos os átomos conhecidos se agrupam
em sete camadas eletrônicas, denominadas K, L, M, N,
O, P, Q.
• Em cada camada, os elétrons possuem uma quantidade
fixa de energia; por esse motivo, as camadas são também
denominadas estados estacionários ou níveis de energia.
• Quanto mais afastada camada mais energética ela é.
Além disso, cada camada comporta um número máximo
de elétrons, conforme é mostrado no esquema a seguir:
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MODELO ATÔMICO DE BOHR
A ELETROSFERA
•
•
•
•
•
•
•
•
•
A energia do elétron, numa camada é sempre a mesma.
Só é permitido ao elétron movimentar-se na camada.
Quanto mais afastada do núcleo, maior a energia da camada.
Cada camada de energia possui uma quantidade máxima de
elétrons.
A energia emitida pelo elétron corresponde à diferença entre a
energia das camadas de origem e destino.
Quanto maior a energia transportada, maior será a frequência
da onda eletromagnética.
Retornos eletrônicos para a camada K, liberação de luz no
ULTRAVIOLETA.
Retornos eletrônicos para a camada L, liberação de luz no
VISÍVEL.
Retornos eletrônicos para a camada M, liberação de luz no
INFRAVERMELHO.
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A Eletrosfera
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• O modelo esquematizado ficou conhecido como
Modelo Atômico de Rutherford Bohr:
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MODELO ATÔMICO DE SOMMERFELD
A ELETROSFERA
• Para átomos com mais de um elétron, ao se ampliar
as raias luminosas, subdivisões apareciam,
caracterizando que o elétron, ao retornar para a
camada, não voltava exatamente para a camada,
mas para bem próximo dela, emitindo ondas
eletromagnéticas com energias bem próximas umas
das outras.
• Os átomos multieletrônicos devem possuir
subcamadas
ou
subníveis
de
energia,
caracterizados por órbitas elípticas, além das
circulares, segundo o modelo de Bohr.
• Em cada nível só pode existir uma órbita circular,
as outras são elípticas.
• Sommerfeld realizou cálculos semelhantes aos de
Bohr, racionando com orbitais elípticas próximas
da circular (de Bohr) e introduziu o número
quântico secundário ou azimutal (l) .
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O MODELO DOS ORBITAIS ATÔMICOS
(modelo atual)
• Como já foi abordado, novas observações,
experiências e cálculos levam os cientistas a novas
conclusões. Desse modo, verificou-se também que o
elétron se comporta ora como partícula, ora como
onda, dependendo do tipo de experiência. Devemos,
portanto, deixar de entender o elétron como uma
bolinha em movimento rápido e assumi-lo como um
ente físico que tem comportamento dual:
• Uma partícula-onda.
• De fato, já em 1924, o físico francês Louis De
Broglie havia lançado a hipótese de que, se a luz
apresenta natureza dual, uma partícula também
teria propriedades ondulatórias. De Broglie tentou
associar a natureza dual da luz ao comportamento
do elétron, enunciando o seguinte postulado:
• A todo elétron em movimento está associada
uma onda característica (Princípio da
Dualidade o de De Broglie).
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• Outra consideração muito importante é a seguinte:
podemos medir, com boa precisão, a posição e a
velocidade de “corpos grandes”, como, por
exemplo, de um automóvel numa estrada, com um
aparelho de radar.
• O elétron, no entanto, 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
que “quanto maior for a precisão na medida da
posição de um elétron, menor será a precisão da
medida de sua velocidade e vice-versa”, e enunciou
o seguinte princípio:
• Os elétrons nos átomos movem-se em torno do
núcleo com elevada rapidez
• Não é possível calcular a posição e a
velocidade de um elétron num mesmo
instante (Princípio da Incerteza ou de
Heisenberg).
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• Devido à dificuldade de se prever a posição exata de um
elétron na eletrosfera, o cientista Erwin Schrödinger (1926)
foi levado a calcular a região onde haveria maior
probabilidade de se encontrar o elétron. Essa região do espaço
foi denominada orbital.
• Orbital é a região do espaço ao redor do núcleo onde é máxima
a probabilidade de encontrar um determinado elétron.
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• Schrödinger: Orbitais
• O elétron, como onda e partícula, pode ser
encontrado ao redor do núcleo em regiões de
máxima probabilidade (orbital).
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• O átomo possui um núcleo central de
reduzidas dimensões e uma nuvem
eletrônica.
• No núcleo encontram-se os prótons e os
nêutrons.
• Os elétrons encontram-se à volta do núcleo,
na nuvem eletrônica
• É possível falar em zonas onde a
probabilidade de encontrar o elétrons é
maior, chamado de orbitais.
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• Como você pode notar, o orbital nos indica a região mais
provável de um elétron, e não significa a forma de sua
trajetória, como acontecia com a órbita de Bohr.
• Dentro da região de um orbital, há regiões cuja densidade
eletrônica é maior. Vamos observar algumas formas de
representarmos o orbital do elétron do hidrogênio:
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• No ano de 1920, o elétron e o próton já eram partículas cujas
existências haviam sido amplamente confirmadas e suas
propriedades eram bem conhecidas. Naquela época, o ilustre
cientista neo-zelandês Ernest Rutherford (1871-1937) lançou a
hipótese da possibilidade da ligação de um próton (carga
elétrica positiva) com um elétron (carga elétrica negativa), o
que daria origem a uma partícula sem carga elétrica, que ele
denominou "nêutron".
• Apesar de várias tentativas, os físicos não conseguiram
comprovar experimentalmente a existência desta partícula,
principalmente pelo fato de o nêutron não possuir carga
elétrica, o que tornaria a sua presença muito difícil de ser
detectada.
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• Em 1932, o grande físico inglês James Chadwick
(1891-1974) realizou uma célebre experiência com
a qual conseguiu provar a existência do nêutron.
• Chadwick deixou um feixe de partículas alfa
(partículas idênticas ao núcleo de hélio) incidir sobre
uma amostra de berílio (Be) que provocava a
emissão, por esta substância, de um tipo de radiação
invisível, sem carga elétrica, que os físicos,
inicialmente, suspeitaram se tratar de raios gama
(ondas eletromagnéticas de alta frequência que são
irradiadas pela desintegração de certos núcleos
atômicos).
• Todavia, fazendo cálculos e medidas cuidadosas, os
cientistas verificaram que, se esta hipótese fosse
verdadeira, os princípios da Conservação da Energia
e da Quantidade de Movimento não estariam sendo
obedecidas.
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• Recusando-se a admitir que estas leis físicas estivessem sendo
violadas, Chadwick formulou outra hipótese: a Conservação
da Energia e da Quantidade de Movimento permaneciam
válidas, mas a radiação invisível, proveniente do berílio, seria
constituída por nêutrons e não de raios gama, como alguns
físicos haviam suspeitado.
• Para verificar se realmente tratava-se de nêutrons, Chadwick
procurou medir a massa de algumas dessas partículas que, de
acordo com a proposta de Rutherford, deveria ser
praticamente igual à massa do próton.
• Realizando uma série de outras experiências, ele encontrou
resultados coerentes com o de suas primeiras medidas,
estabelecendo então, de maneira definitiva, a existência do
nêutron.
• Seus trabalhos foram de tamanha importância para o
desenvolvimento da Física Nuclear que Chadwick recebeu o
Prêmio Nobel de Física em 1935.
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Resumo
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