O átomo é definido como a menor parte de um elemento que retém as propriedades químicas desse elemento. A existência de átomos foi adivinhada no início de 400 a.C., quando os filósofos gregos debateram se alguém poderia dividir uma substância em pedaços infinitamente menores ou se, eventualmente, uma menor partícula indivisível seria alcançada. Por volta de 450 a.C., o filósofo grego Demócrito propôs que toda a matéria é composta de pequenas partículas indivisíveis chamadas átomos (que significa indivisível). Suas idéias foram recebidas com muitas críticas, e não foi até o início de 1800 que a teoria atômica se apegou totalmente ao pensamento científico.

Os modelos atômicos nos primórdios

Modelos atômicos tem seu início na teoria atômica inicial. A lei da conservação da massa, a lei das proporções definidas e a lei das múltiplas proporções forneciam modelos para o comportamento das reações químicas, mas as leis não podiam ser explicadas. Em 1808, John Dalton propôs sua teoria atômica, que serviu de explicação para esses fenômenos. Sua teoria consiste em cinco postulados.

O primeiro postulado afirma que toda matéria é composta de átomos.

Em segundo lugar, os átomos de um dado elemento são exatamente os mesmos em estrutura e propriedades.

Terceiro, os átomos não podem ser divididos, criados ou destruídos.

Em quarto lugar, átomos de diferentes elementos se combinam para formar compostos.

Por último, as reações químicas envolvem a combinação, separação e rearranjo de átomos.

Esses cinco postulados não apenas explicaram as leis de conservação de massa, proporções definidas e proporções múltiplas, como também serviram como base para o estudo e desenvolvimento de vários modelos atômicos.

Nem toda a teoria atômica de Dalton resistiu ao teste do tempo. A evolução do modelo atômico levou à descoberta de que os átomos são divisíveis em partículas menores, e que nem todos os átomos de um determinado elemento são exatamente os mesmos. No final do século XIX, os cientistas descobriram que os átomos são compostos de três partículas subatômicas, chamadas prótons, nêutrons e elétrons. Os prótons e nêutrons estão localizados em uma região central do átomo chamado núcleo, e os elétrons ocupam o espaço ao redor do núcleo. O número e a disposição de cada uma dessas partículas dentro do átomo determinam as propriedades químicas do elemento. Átomos do mesmo elemento podem diferir no número de nêutrons (chamados isótopos) e também no número de elétrons (chamados íons). O número de prótons determina a identidade química do elemento. A descoberta dessas partículas subatômicas, juntamente com a teoria atômica de Dalton, colocou em movimento o desenvolvimento de vários modelos atômicos. Avanços na física moderna permitiram aos cientistas encontrar um grande número de partículas subatômicas, incluindo os quarks que são as partículas fundamentais subatômicas que formam prótons e nêutrons.

A descoberta do elétron e as mudanças nos modelos atômicos

A descoberta da primeira partícula subatômica, o elétron, resultou de experimentos envolvendo os efeitos da eletricidade na matéria. No final dos anos 1800, o tubo de raios catódicos foi desenvolvido e usado em várias investigações. Um tubo de raios catódicos é um tubo de vidro parcialmente evacuado contendo um gás a baixa pressão. Em uma das extremidades do tubo há um cátodo, na outra extremidade, um ânodo. O cátodo e o ânodo estão ligados a uma fonte de tensão. A fonte de tensão cria uma corrente que pode ser passada pelo gás preso dentro dela. Os primeiros experimentos mostraram que a corrente fazia a superfície do tubo diretamente oposta ao cátodo brilhar. Foi hipotetizado que um fluxo de partículas originadas no cátodo e se movendo em direção ao anodo causou o brilho. Esse fluxo de partículas foi chamado de raio catódico. Quando uma roda de pás foi colocada no tubo, ela rolou do cátodo para o ânodo, o que mostrou que as partículas que compunham o raio catódico tinham massa. Quando exposto a um campo magnético, o raio catódico foi desviado da mesma maneira que uma corrente elétrica, que tem uma carga negativa. Portanto, concluiu-se que as partículas que compõem um raio catódico não só tinham massa, mas também uma carga negativa.

O físico inglês Joseph John Thomson confirmou essas descobertas em 1897. Thomson realizou uma série de experimentos em que ele foi capaz de determinar a razão entre a carga das partículas que compõem o raio catódico e sua massa medindo a deflexão dos raios com variados campos magnéticos e elétricos. Thomson realizou os mesmos experimentos usando diferentes metais para o cátodo e ânodo, bem como diferentes gases dentro do tubo. Suas experiências demonstraram que a quantidade de deflexão poderia ser prevista matematicamente. Thomson descobriu que a proporção carga/massa era sempre a mesma, independentemente dos materiais usados. Ele então concluiu que todos os raios catódicos são compostos das mesmas partículas, que mais tarde foram denominadas elétrons por outro físico inglês, G. Johnstone Stoney.

O físico americano Robert A. Millikan, da Universidade de Chicago, realizou experimentos que confirmaram ainda mais os resultados de Thomson. Através de seus experimentos com “gotículas de óleo”, em 1909 ele descobriu que a massa de um elétron é aproximadamente um milésimo de um átomo de hidrogênio. Nos experimentos, ele usou raios-x para dar às gotículas de óleo uma carga negativa. Ele então pulverizou essas gotículas através de um aparelho, permitindo que elas caíssem entre duas placas eletricamente carregadas. Ele variou a carga nas duas placas e mediu como essa mudança afetou a taxa de queda das gotículas. Usando esses dados, ele calculou que a carga de cada gota de óleo era um múltiplo do mesmo número de cada vez e concluiu que essa deveria ser a carga de um único elétron. Usando esse número e a proporção carga / massa de Thomson, ele conseguiu calcular a massa de um elétron. Ele argumentou que, como os raios catódicos mostram a mesma deflexão para qualquer gás usado, os elétrons devem estar presentes nos átomos de todos os elementos. Como os elétrons têm carga negativa e todos os átomos são eletricamente neutros, também deve haver uma carga positiva presente no átomo. Além disso, como a massa de um elétron é muito menor do que a de um átomo inteiro, deve haver outras partículas presentes no átomo para representar a maior parte de sua massa. Estes resultados foram os primeiros a mostrar que os átomos são realmente divisíveis e foram a base para o primeiro modelo atômico.

Modelos atômicos

Entenda que os modelos atômicos acabaram evoluindo e se complementando, chegando até o modelo atual e moderno. (Foto: Galeria9)

Os primeiros modelos atômicos

Thomson usou esses resultados para formular seu modelo do átomo entre os anos 1903-1907. Este modelo foi uma adaptação de um modelo similar proposto por Lord Kelvin em 1902. De acordo com este modelo, os elétrons negativamente carregados de um átomo são encontrados dentro de um material positivamente carregado, muito parecido com ameixas embutidas em pudim de ameixa. Se um dos elétrons fosse deslocado, ele retornaria à sua posição original. Isso forneceu um modelo estável de um átomo neutro. Na mesma época, o físico japonês Hantaro Nagoaka desenvolveu o modelo atômico “saturniano”. Em 1904, Nagaoka propôs que um átomo se assemelhasse ao planeta Saturno. O planeta em si era uma região de carga positiva em torno da qual círculos de elétrons circulavam. O átomo, de acordo com este modelo, era instável porque os elétrons que se moviam em anéis ao redor de uma carga positiva gradualmente perdiam energia e eventualmente caíam na região central.

O modelo “pudim de ameixa” de Thomson ganhou o favor do modelo “saturniano” de Nagaoka, mas foi aceito por apenas alguns anos. Em 1911, o cientista neozelandês Ernest Rutherford propôs seu próprio modelo atômico baseado em seus famosos experimentos com folha de ouro. Juntamente com seus colegas Hans Geiger e Ernest Mardsen, Rutherford apontou um fluxo de partículas alfa em uma folha fina de folha de ouro. As partículas alfa têm uma carga positiva (+ 2) e são cerca de quatro vezes mais massivas que um átomo de hidrogênio. Sua hipótese era que as partículas alfa passariam pela folha de ouro com deflexão mínima, já que a massa e a carga são distribuídas uniformemente por todo um átomo, como proposto por Thomson. Os dados não concordaram com essa suposição.

Algumas das partículas alfa foram desviados em grandes ângulos quando passaram pela folha de ouro. Ainda mais surpreendente, cerca de uma em 8.000 partículas foi desviada diretamente para a fonte. Como Rutherford descreveu, foi como se você tivesse disparado um projétil de artilharia de 38 cm em um pedaço de papel de seda e ele voltasse e batesse em você. Ele propôs que as partículas alfa deflexionadas devem ter entrado em contato com uma carga positiva densamente acumulada. Ele chamou essa região de carga positiva do núcleo. O núcleo é cercado por um espaço vazio, através do qual os elétrons circulam como os planetas circulam o sol. Estas experiências demonstraram que o átomo tem um núcleo minúsculo. Apesar de seu tamanho mínimo, o núcleo continha a maior parte da massa do átomo.

Esse modelo não foi amplamente aceito pelos físicos porque era difícil explicar como uma porção tão pequena do átomo poderia carregar a maior parte da massa. Também sugeriu que a carga do núcleo determinava as propriedades do átomo, que discordava da tabela periódica dos elementos de Dmitri Mendeleev. Segundo Mendeleiev, a massa atômica do elemento determinava suas propriedades, não a carga do núcleo. Além disso, não explicou o que impedia que os elétrons carregados negativamente caíssem no núcleo carregado positivamente.

A descoberta do próton nos modelos atômicos

O cientista inglês Henry Gwyn Jeffreys Moseley logo resolveu o mistério da carga nuclear determinando as propriedades do átomo. Moseley descobriu em 1913 que cada elemento contém uma carga positiva única em seu núcleo. O núcleo do átomo deve conter partículas carregadas positivamente, chamadas prótons. Portanto, a quantidade de carga, ou o número de prótons, em seu núcleo determina a identidade de um elemento. O número de prótons no núcleo é chamado de número atômico. Moseley afirmou que a tabela periódica deve ser organizada em ordem crescente de número atômico em vez de aumentar a massa atômica. Esse arranjo permitiu uma tabela periódica completa, com previsões corretas de onde novos elementos ainda seriam descobertos.

A descoberta do nêutron nos modelos atômicos

A descoberta do próton resultou em outro mistério. A massa do átomo de hidrogênio era conhecida por ser maior do que a massa de um próton e um elétron adicionado em conjunto. Os cientistas procuraram a fonte da massa perdida, assumindo que outra partícula que também contribui para a massa do átomo deve existir no núcleo do átomo. Esta partícula deve ter carga neutra, uma vez que os prótons carregados positivamente anulam a carga dos elétrons carregados negativamente, e o átomo como um todo é neutro. Por ser eletricamente neutra, a detecção dessa partícula ausente era problemática. Aproximadamente 30 anos após a descoberta do elétron, esta terceira partícula foi encontrada.

Irene Joliot-Curie realizou experimentos em que ela bombardeou uma amostra de berílio com partículas alfa. Esses experimentos resultaram em um novo feixe com maior poder de penetração do que o feixe de partículas alfa. Em 1932, o cientista britânico James Chadwick descobriu que esse novo feixe era composto de partículas de aproximadamente a mesma massa que os prótons. Além disso, os campos magnéticos ou elétricos não poderiam desviar esse feixe. Chadwick concluiu que o feixe deve ser composto de partículas neutras com aproximadamente o mesmo tamanho dos prótons, que ele chamava de nêutrons. Os nêutrons, juntamente com os prótons, compõem o núcleo do átomo e contribuem para a maioria de sua massa. Os elétrons estão localizados no espaço vazio em torno do átomo, que compõe a maior parte do seu volume. A massa do elétron é insignificante quando comparada à massa dos prótons e nêutrons.

A natureza dupla da matéria

Mesmo com a descoberta do próton, o modelo atômico de Rutherford ainda não explicava como os elétrons poderiam ter órbitas estáveis ​​ao redor do núcleo. O desenvolvimento de uma constante matemática pelo físico alemão Max Planck serviu de base para o próximo modelo atômico. Planck desenvolveu sua constante em 1900 ao explicar como a luz era emitida pelos objetos quentes. Ele levantou a hipótese de que a radiação eletromagnética só poderia estar associada a quantidades específicas de energia, que ele chamou de quanta. A energia perdida ou ganha por um átomo deve ocorrer em um quantum, que pode ser pensado como um “pacote” contendo uma quantidade mínima de energia. Ele descreveu a relação entre um quantum de energia e a freqüência da radiação emitida matematicamente pela equação E = hλ (onde E é a energia, em joules, de um quantum de radiação, e λ é a freqüência da radiação). A letra h simboliza a constante de Planck.

Em 1905, Albert Einstein desenvolveu uma teoria afirmando que a luz tem uma natureza dupla. A luz age não apenas como uma onda, mas também como uma partícula. Cada partícula de luz tem um quantum de energia associado a ela e é chamada de fóton. A energia de um fóton pode ser expressa usando a equação de Planck. A hipótese de Einstein ajudou a explicar a luz emitida quando a corrente é passada através de um gás em um tubo de raios catódicos. Um átomo que tem a menor energia potencial possível é dito estar no estado fundamental. Quando uma corrente passa por um gás a baixa pressão, a energia potencial dos átomos aumenta. Um átomo com uma energia potencial mais alta que seu estado fundamental é dito estar em um estado excitado. O átomo do estado excitado é instável e retornará ao estado fundamental. Quando isso ocorre, libera a energia perdida como radiação eletromagnética (um fóton). Quando uma corrente elétrica é passada através de um gás elementar, uma cor característica de luz é emitida. Esta luz pode ser passada através de um prisma onde se divide em várias bandas de luz em comprimentos de onda específicos. Essas bandas são conhecidas como espectro de emissão de linha para esse elemento. O espectro de emissão de linha para hidrogênio foi o primeiro a ser descrito matematicamente. Os cientistas agora enfrentaram a tarefa de desenvolver um modelo do átomo que pudesse explicar essa relação matemática.

O modelo de Bohr do átomo

Em 1913, o teórico dinamarquês Niels Bohr desenvolveu seu modelo de concha quantizada do átomo. Bohr modificou o modelo de Rutherford, hipotetizando que os elétrons orbitam o núcleo em regiões específicas de tamanho fixo e energia. A energia do elétron depende do tamanho da órbita. Elétrons nas menores órbitas têm menos energia. Um átomo é estável quando seus elétrons ocupam órbitas da menor energia possível. A energia de um elétron aumenta à medida que ocupa órbitas cada vez mais distantes do núcleo.

Essas órbitas podem ser vistas como os degraus de uma escada. Quando uma pessoa sobe uma escada, ela pisa em um degrau ou outro, mas não entre degraus, porque uma pessoa não pode ficar no ar. Da mesma forma, os elétrons de um átomo podem ocupar uma órbita ou outra, mas não podem existir entre as órbitas. Enquanto em órbita, o elétron tem uma quantidade fixa de energia. O elétron ganha ou perde energia movendo-se para uma nova órbita, mais longe ou mais próxima do núcleo.

Quando um elétron cai do estado excitado para o estado fundamental, um fóton é emitido com uma energia específica. A energia do fóton é igual à diferença de energia entre as duas órbitas. A energia de cada fóton corresponde a uma freqüência particular de radiação dada pela equação de Planck, E = hλ. Bohr foi capaz de calcular a energia do elétron em um átomo de hidrogênio, medindo os comprimentos de onda da luz emitida em seu espectro de emissão de linha. O modelo atômico de Bohr era muito estável porque o elétron não podia perder mais energia do que na menor órbita. Um grande problema com o modelo de Bohr era que ele não conseguia explicar as propriedades dos átomos com mais de um elétron e, no início dos anos 20, a busca por um novo modelo atômico havia começado.

O modelo atômico moderno

O desenvolvimento da mecânica quântica serviu de base para a moderna teoria atômica. Em 1922, o físico americano Arthur H. Compton conduziu experimentos de espalhamento de raios X que confirmaram e avançaram a teoria de Einstein sobre a natureza dual da luz. Em 1923, o físico francês Louis-Victor de Broglie expandiu essa teoria, propondo que toda a matéria, assim como a radiação, se comporta como uma partícula e uma onda. Até esse momento, os cientistas haviam visto a matéria e a energia como fenômenos distintos que seguiam diferentes leis.

A proposta de Broglie não foi apoiada por evidências experimentais ou matemáticas até 1926, quando o físico austríaco Erwin Schrödinger desenvolveu sua equação matemática. Schrödinger propôs que os elétrons também se comportavam como ondas. Sua equação de onda poderia ser usada para encontrar a freqüência dos elétrons e, em seguida, a equação de Planck poderia ser usada para encontrar a energia correspondente. A equação de Schrödinger forneceu uma descrição muito mais precisa da localização e energia de um elétron do que o modelo de Bohr. Também poderia ser usado para átomos com mais de um elétron. Além disso, apenas ondas de frequências específicas poderiam ser resolvidas usando sua equação. Isso demonstrou que apenas certas energias são possíveis para os elétrons em um átomo. Outras experiências demonstraram que Broglie estava correto em sua afirmação de que a matéria poderia se comportar como ondas, como os elétrons eram difratados e exibiam interferência.

Em 1927, o físico alemão Werner Heisenberg desenvolveu o que hoje é conhecido como o princípio da incerteza de Heisenberg. Esta hipótese afirma que a posição e a velocidade de um elétron, ou qualquer partícula em movimento, não podem ser conhecidas ao mesmo tempo. Isso significava que as soluções para a equação de onda de Schrödinger, conhecidas como funções de onda, poderiam descrever apenas a probabilidade de encontrar um elétron em uma determinada órbita. Portanto, os elétrons não estão localizados em órbitas distintas, como hipotetizado no modelo de Bohr, mas ocupam uma região mais perigosa, chamada de orbital. Um orbital indica uma localização provável dos elétrons em um átomo, em vez de um caminho definido que eles seguem. A provável localização dos elétrons em um orbital é descrita por uma série de números chamados números quânticos.

O modelo quântico do átomo usa quatro números quânticos para descrever o arranjo de elétrons em um átomo, da mesma forma que um endereço descreve as localizações de casas em uma rua. Esse arranjo é conhecido como configuração eletrônica. Os átomos de cada elemento têm sua própria configuração eletrônica. A configuração eletrônica do estado fundamental de um átomo representa a menor disposição de energia dos elétrons em um átomo. A colocação de elétrons em uma configuração particular é baseada em três princípios. O primeiro, o princípio Aufbau, afirma que um elétron ocupará o menor orbital de energia possível disponível. O princípio de exclusão de Pauli afirma que cada elétron em um átomo tem seu próprio conjunto distinto de quatro números quânticos. Nenhum elétron em um átomo terá o mesmo conjunto.

Por último, a regra de Hund afirma que, embora cada orbital possa conter dois elétrons, os elétrons ocuparão os orbitais de modo que haja um número máximo de orbitais com apenas um elétron. Desenvolvido pelo cientista alemão Friedrich Hund, a regra de Hund permite que os cientistas prevejam a ordem na qual os elétrons preenchem as conchas suborbitais de um átomo.

A regra de Hund é baseada no princípio Aufbau, que afirma que os elétrons são adicionados ao menor nível de energia disponível de um átomo. Em torno de cada núcleo atômico, os elétrons ocupam níveis de energia denominados conchas. Cada concha possui um orbital esférico e, a partir do segundo, orbitais (p, d, f, etc.) e suborbitais (por exemplo, 2px, 2py, 2pz) com tamanhos, formas e orientações diferentes (isto é, direção em espaço).

Embora cada suborbital possa conter dois elétrons, todos os elétrons carregam cargas negativas e, como cargas iguais repelem, os elétrons se repelem. De acordo com a regra de Hund, os elétrons se afastam o máximo possível ocupando todos os suborbitais vagos disponíveis antes de se unir a outro elétron. Todos os elétrons desemparelhados têm o mesmo número quântico de spin (representado nos diagramas de configuração de elétrons com setas apontando para cima ou para baixo).

De acordo com o princípio de exclusão de Pauli, que afirma que cada elétron deve ter seu próprio conjunto de números quânticos que especificam sua energia, e como todos os elétrons têm spin de 1/2, cada suborbital pode conter até dois elétrons apenas se os spins são pareados +1/2 com –1 / 2. Nos diagramas de configuração de elétrons, elétrons pareados com spins opostos são representados por setas em pares apontando para cima e para baixo.

Embora a regra de Hund preveja com precisão a configuração eletrônica da maioria dos elementos, existem exceções, especialmente quando átomos e íons têm a oportunidade de ganhar estabilidade adicional por terem preenchido s conchas ou orbitais d ou f preenchidos pela metade.

Em 1928, o físico inglês P. A. M. Dirac formulou uma nova equação para descrever o elétron. A equação de Schrödinger não permitia os princípios da relatividade e só podia ser usada para descrever o movimento de partículas que são mais lentas que a velocidade da luz. Como os elétrons se movem a uma velocidade muito maior, Dirac introduziu quatro novas funções de onda para descrever o comportamento dos elétrons. Essas funções descreviam elétrons em vários estados. Dois dos estados correspondiam às suas orientações de spin no átomo, mas os outros dois não podiam ser explicados. Em 1932, o físico americano Carl David Anderson descobriu o pósitron, que explicou os dois estados misteriosos descritos por Dirac.

Deu pra entender a evolução dos modelos atômicos? Eles podem te ajudar a entender melhor a química e suas reações.

Ficou alguma dúvida? Deixem nos comentários suas perguntas e iremos ajudar!

Deixe um comentário

  • (não será divulgado)