Teorias Atômicas: Rutherford, Bohr e orbitais atômicos

Na primeira parte do resumo abordamos os modelos de Dalton e Thomson. Nesse segundo resumo vamos estudar a partir do modelo de Rutherford até o mais recente.

Teoria de Rutherford

No começo do século XX Ernest Rutherford realizou experimentos com o elemento radioativo polônio. Simplificadamente ele acondicionou finíssimas folhas de ouro na frente de uma amostra de polônio (emite partículas alfa – radiação positiva) e ao fundo uma tela fluorescente, para determinar o desvio das partículas.
Caso o átomo fosse maciço, todas as partículas ricocheteariam, mas não foi isso que ocorreu. Rutherford observou que algumas partículas sofreram desvio da folha de ouro, mas a maioria atravessou a folha sem nenhum desvio.  Em vista disso ele concluiu que:
– o átomo deveria apresentar espaço vazio (por isso que as partículas alfa atravessaram as folhas de ouro) e um núcleo positivo (explicaria o ricocheteamento das partículas alfa também positivas);
– ao redor do núcleo deveriam estar os elétrons com cargas negativas, neutralizando assim o átomo e promovendo os desvios das partículas.
Para explicar a estabilidade do núcleo, James Chadwick propôs a existência de uma partícula sem carga: o nêutron (Figura 1).

Figura 1 – Modelo de Rutherford

Teoria de Rutherford – Bohr

Como aconteceu com os modelos atômicos anteriores, novos experimentos colocaram em cheque o modelo descrito de Rutherford.  Para explicá-los precisamos nos lembrar do espectro eletromagnético.
Este é formado por ondas eletromagnéticas de diferentes frequências e consequentemente diferentes comprimentos de onda. Se a luz de uma lâmpada incandescente atravessar um prisma, essa luz será decomposta em várias cores, e será detectada por um filme fotográfico na forma de um espectro contínuo (Figura 2).
No entanto, se no lugar da lâmpada incandescente, utilizarmos um tubo de raio catódico com apenas gás hidrogênio não veríamos um espectro contínuo e sim linhas espectrais.

Figura 2 – Espectros da luz visível e do hidrogênio

Os espectros de linhas são característicos para cada elemento químico e, inclusive, serve como um método de detecção de elementos.
O modelo de Rutherford não explicava a existência dos espectros de linhas. Então Niels Bohr propôs um modelo mais completo onde diz que:
– os elétrons movem-se ao redor do núcleo em trajetórias circulares em camadas ou níveis. Cada camada possui uma determinada energia e um elétron pode absorver energia para passar para uma camada mais energética, ou ainda liberar energia para passar para uma camada de menor energia. Arnold Sommerfeld aprimorou esse modelo realizando experimentos com elementos mais complexos que o hidrogênio e concluiu que os níveis de energia são formados por subníveis.

Modelo de orbitais atômicos

Novos experimentos surgiram e o modelo de que o elétron era uma partícula já não era mais suficiente. Nessa época já se tinha a ideia da dualidade da partícula-onda da luz. Então o francês Louis De Broglie propôs que uma partícula (elétron) também poderia ter essa dualidade e ser considerada uma onda.
Adicionalmente a isso, o elétron teria um tamanho ínfimo e por isso seria impossível determinar sua posição ou sua velocidade, pois os métodos de detecção alterariam essas determinações (principio da incerteza ou de Heinsenberg).
Com isso, Erwin Schrodinger determinou, através de cálculos, uma região no espaço ao redor do núcleo onde é máxima a probabilidade de se encontrar um elétron. À essa região deu-se o nome de orbital. Apesar de esse modelo ser constantemente complementado, ainda é o mais aceito atualmente.

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Resumo Teórico – Teorias Atômicas Pt.1

Este post é um Resumo Teórico – Teorias Atômicas Pt.1.
Chamamos de teorias atômicas os modelos propostos por alguns cientistas para explicar em nível microscópico as observações realizadas em níveis macroscópicos. Sempre que uma teoria deixa de explicar satisfatoriamente fatos experimentais, outro modelo é proposto.
Antes de apresentarmos a primeira teoria atômica, precisamos nos lembrar dos conhecimentos que se tinha na época.

A Química no passado

No final do séc. XVIII o cientista francês Antoine Laurent Lavoisier, que portava balanças mais precisas, realizou experimentos em sistemas fechados. Nestes experimentos, pode constatar que a massa total dos componentes não variava independentemente das transformações que podiam ocorrer.
O também francês Joseph Louis Proust concluiu com as suas experiências que uma substância pura composta será formada sempre por substâncias mais simples na mesma proporção em massa. Por exemplo, Proust observou que uma amostra de água purificada, que hoje sabemos ser formada por dois átomos de hidrogênio e um de oxigênio (H2O), teria sempre a mesma proporção de 1g hidrogênio para 8g de oxigênio. Hoje calculamos isso facilmente através das massas molares dos elementos hidrogênio (1g/mol) e oxigênio (16g/mol).
Note que aqui não se tinha noção de substâncias puras, compostas, elementos ou átomos de como temos hoje.  Foi com o propósito de explicar esses fatos experimentais que surgiu a primeira teoria atômica.

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Teoria de Dalton

Para explicar os fatos anteriormente descritos o inglês John Dalton propôs, no início do século XIX, que:
– toda matéria é constituída por átomos e que estes são indivisíveis;
– todos os átomos de um mesmo elemento possuem propriedades iguais;
– compostos são formados pela combinação de dois ou mais átomos;
– em uma transformação ocorre um rearranjo de átomos.
Mesmo hoje em dia, que temos modelos atômicos que explicam melhor os fatos experimentais, diversas vezes lançamos mão do modelo de Dalton para explicar alguns fenômenos de forma mais simples. Ex: toda vez que usamos bolinhas para a representação de átomos estamos utilizando a teoria de Dalton.

Teoria de Thomson

Depois de alguns anos, em meados do séc. XIX, diversos cientistas realizaram experimentos com o que chamamos hoje de tubo de raios catódicos. Esse tubo nada mais é que uma ampola de vidro preenchida com gás à baixa pressão. Entre as extremidades metálicas desse tubo tem-se conectada uma bateria. Ao fornecer uma diferença de potencial entre as extremidades, observa-se um raio luminoso dentro do tubo.
William Crookes incrementou esse experimento e colocou duas placas paralelas e carregadas do lado externo do tubo, criando assim um campo elétrico uniforme. Com esse aparato, Crookes observou que os raios sempre se desviavam na direção e sentido da placa que estava carregada positivamente. A conclusão foi que os raios deveriam ser formados por partículas negativas, as quais foram batizadas de elétrons. Nesse momento surgem as primeiras evidências de partículas subatômicas.
Paralelamente, Eugene Goldstein em seus experimentos com o tubo de raios catódicos também fez observações que evidenciaram a existências de uma partícula subatômica. Mas agora com carga positiva: o próton.
Observe aqui que a teoria atômica de Dalton não poderia explicar esses fenômenos, uma vez que não previa a divisão do átomo. Então o inglês Joseph John Thomson propôs outro modelo atômico, que dizia que o átomo deveria ser formado por uma esfera de carga positiva com partículas de carga negativas (elétrons) incrustados em sua superfície, garantindo assim a neutralidade elétrica do átomo. Esse modelo também é conhecido por “pudim de passas”.

Vídeo para complementar o Resumo teórico – Teorias Atômicas Pt.1:

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