sexta-feira, 7 de março de 2014

Apostila de Modelos Atômicos



MODELOS ATÔMICOS
   
O que é Modelo Atômico?
Os modelos atômicos são teoria baseadas na experimentação feita por cientistas para explicar como é o átomo.
Os modelos não existem na natureza. São apenas explicações para mostrar o porquê de um fenômeno. Muitos cientistas desenvolveram suas teorias. Com o passar dos tempos, os modelos foram evoluindo até chegar ao modelo atual.
MODELO DE DALTON
 O átomo de John Dalton era uma bolinha maciça e indivisível.
Para ele, a matéria era formada por partículas que não podiam ser divididas chamadas de átomos. Seu trabalho era baseado nas Leis Ponderais de Proust e Lavoisier.
Dalton utilizava círculos de mesmo diâmetro com inscrições para representar os átomos dos diferentes elementos químicos. Assim, ele estabeleceu os postulados a seguir:
I) Todas as substâncias são constituídas de minúsculas partículas, denominadas átomos, que não podem ser criados e nem destruídos. Nas substâncias, eles se encontram unidos por forças de atração mútua.

II) Cada substância é constituída de um único tipo de átomo. Substância simples ou elementos são formados de “átomos simples”, que são indivisíveis. Substâncias compostas são formadas por “átomos compostos”, capazes de se decompor, durante as reações químicas em “átomos simples”.
III) Todos os átomos de uma mesma substância são idênticos na forma, no tamanho, na massa e nas demais propriedades; átomos de substâncias diferentes possuem forma, tamanho, massa propriedades diferentes. A massa de um ”átomo composto” é igual à soma das massas de todos os “átomos simples” componentes.
IV) Os “átomos compostos” são formados por um pequeno número de “átomos simples”.
MODELO DE THOMPSON
Em 1903, o físico Joseph John Thomson propôs um novo modelo atômico, baseado nas experiências dos raios catódicos, o qual chamou de elétrons.
Para Thomson, o átomo era uma esfera de carga elétrica positiva “recheada” de elétrons de carga negativa. Esse modelo ficou conhecido como “pudim de passas”. Este modelo derruba a idéia de que o átomo é indivisível e introduz a natureza elétrica da matéria.

Fonte www.portaltosabendo.com.br
O modelo de Thomson explica alguns fenômenos como a corrente elétrica, eletrização por atrito, formação de íons e as descargas elétricas em gases.

MODELO DE RUTHERFORD
 
Em 1911, o neozelandês Ernest Rutherford realizou uma importante experiência.
          Ele pegou um pedaço do metal polônio (Po) que emite partículas alfa (α) e colocou em uma caixa de chumbo com um pequeno orifício. As partículas alfa atravessavam outras placas de chumbo através de orifícios no seu centro. Depois atravessavam um lâmina muito fina (10-4mm) de ouro (Au).
Rutherford adaptou um anteparo móvel com sulfeto de zinco (fluorescente) para registrar o caminho percorrido pelas partículas.
O físico observou que a maioria das partículas alfa atravessava a lâmina de ouro e apenas algumas desviavam até mesmo retrocediam.
A partir destes resultados, concluiu que o átomo não era uma esfera positiva com elétrons mergulhados nesta esfera. Concluiu que:
- o átomo é um enorme vazio;
- o átomo tem um núcleo muito pequeno;
- o átomo tem núcleo positivo (+), já que partículas alfa desviavam algumas vezes;
- os elétrons estão ao redor do núcleo (na eletrosfera) para equilibrar as cargas positivas.
O modelo atômico de Rutherford sugeriu então, um átomo com órbitas circulares dos elétrons em volta do núcleo. Comparou o átomo com o Sistema Solar, onde os elétrons seriam os planetas e o núcleo seria o Sol.
Hoje, sabe-se que o átomo é 10.000 a 100.000 vezes maior que seu núcleo. Numa escala macroscópica, pode-se comparar um átomo com um estádio de futebol.  Se o átomo fosse o estádio do Maracanã, o seu núcleo seria uma formiga no centro do campo. Então o átomo é enorme em relação ao seu núcleo.
Porém, o átomo de Rutherford tem algumas falhas. Se o núcleo atômico é formado por partículas positivas, por que essas partículas não se repelem e o núcleo não desmorona? Se as partículas são de cargas opostas, por que elas não se atraem? Os elétrons iriam perder energia gradualmente percorrendo uma espiral em direção ao núcleo, e à medida que isso acontecesse, emitiriam energia na forma de luz. Mas como os elétrons ficam em movimento ao redor do núcleo sem que os átomos entrem em colapso?
Estas questões foram respondidas em 1932 por James Chadwick. Ele observou que o núcleo do berílio (Be) radioativo emitia partículas sem carga elétrica e com massa igual à dos prótons (+). Chamou esta partícula de nêutrons. Surgia então, a terceira partícula subatômica.
Agora sabemos que no núcleo do átomo há prótons e nêutrons e na eletrosfera há elétrons.

Então estabeleceu-se esta relação:
PARTÍCULA
MASSA
CARGA ELÉTRICA
p
1
+1
n
1
0
é
1/1836
-1

Na tabela acima, pode-se verificar que o elétron é 1.836 vezes menor que a massa de um próton.

MODELO DE BOHR
O modelo do físico dinamarquês Niels Bohr tentava dar continuidade ao trabalho feito por Rutherford. Para explicar os erros do modelo anterior, Bohr sugeriu que o átomo possui energia quantizada. Cada elétron só pode ter determinada quantidade de energia, por isso ele é quantizada.
O modelo de Bohr representa os níveis de energia. Cada elétron possui a sua energia. É comparado às orbitas dos planetas do Sistema Solar, onde cada elétron possui a sua própria órbita e com quantidades de energia já determinadas.
As leis da física clássica não se enquadram neste modelo. Quando um elétron salta de um nível menor para um nível mais elevado, ele absorve energia e quando ele retorna para um nível menor, o elétron emite uma radiação em forma de luz.
Bohr organizou os elétrons em camadas ou níveis de energia.
Cada camada possui um nome e deve ter um número máximo de elétron.
Existem sete camadas ou níveis de energia ao redor do núcleo: K, L, M, N, O, P, Q.
Observe a tabela que mostra o nome das camadas, o seu número quântico e o número máximo de elétrons em cada uma destas camadas:

N° QUÂNTICO
N ° MÁXIMO DE é
K
1
2
L
2
8
M
3
18
N
4
32
O
5
32
P
6
18
Q
7
2

 
MODELO DE SCHRODINGER
Erwin Schrodinger foi um importante físico austríaco que desenvolveu uma importante equação para o campo da Teoria Quântica, a Equação de Schrodinger.
O físico tentou descrever o movimento de onda, já que Louis De Broglie havia afirmado que a matéria se comportava como onda e como partícula (comportamento dualístico). Chegou então à famosa equação que tomou seu nome, vindo a ser a fórmula básica da mecânica ondulatória, e valendo-lhe a obtenção do prêmio Nobel, juntamente com o físico inglês Paul Dirac, em 1933.
MODELO DE BROGLIE
O cientista francês Louis de Broglie estudou a natureza das ondas dos elétrons.
Pare ele, a matéria é formada ora por corpúsculos, as partículas ora como onda. Esta é a teoria da dualidade. Suas teorias foram baseadas nos estudos de Albert Einstein e também de Max Planck.
Ele introduz o conceito da mecânica ondulatória.
Neste momento o elétron é visto como uma partícula-onda.
PRINCÍPIO DA INCERTEZA DE HEISENBERG
Segundo Werner Heisenberg, para encontrar a posição correta de um elétron, é necessário que ele interaja com algum instrumento de medida, como por exemplo, uma radiação. A radiação deve ter um comprimento de onda na ordem da incerteza com que se quer determinar esta posição.
Quanto menor for o comprimento de onda, maior é a precisão do local onde está o elétron.
Quando se consegue descobrir o local provável onde está o elétron, este elétron já não estará neste local.
Modelo Atual
Segundo Heisenberg, é difícil se prever a posição correta de um elétron na sua eletrosfera. Schrodinger em 1926 calculou a região mais provável onde o elétron possa estar. Para essa região deu o nome de orbital.
Orbital – região do espaço que está ao redor do núcleo, onde há máxima probabilidade de se encontrar um elétron.
É importante ressaltar que não se pode ver um átomo isolado exatamente como foi descrito nos modelos atômicos. Algumas técnicas utilizadas por supercomputadores mostram manchas coloridas, mostrando a localização dos átomos de um determinado material. Essas imagens são obtidas por um microscópio de tunelamento que pode aumentar até 28 milhões de vezes.
De acordo com o modelo de Rutherford-Bohr, o átomo apresenta níveis de energia ou camadas energéticas, onde cada nível possui um número máximo de elétrons. O número do nível representa o número quântico principal (n).
Cada nível está dividido em subníveis de energia s, p, d, f.
Representam o número quântico secundário ou azimutal (l).
SUBNÍVEL
s
p
d
f
NÚMERO QUÂNTICO
0
1
2
3
NÚMERO MÁX DE é
2
6
10
14
O subnível indica a forma da região no espaço onde está o elétron.
As siglas s, p, d, f vem das palavras em inglês sharp, principal, diffuse e fine, respectivamente.
Número máximo de elétrons em cada subnível:
K = 1 ; 1s²                                              
L = 2 ; 2s²   2p6
M = 3 ; 3s²  3p6 3d10
N = 4 ; 4s²  4p6 4d10 4f14
O = 5 ; 5s²  5p6 5d10 5f14
P = 6 ; 6s²  6 p6 6d10
Q = 7 ; 7s²
O diagrama acima mostra a notação utilizada para indicar o número de elétrons em um nível e em um subnível.
Exemplos:
1s² - 2 é no subnível s do nível 1 (K)
2p3  - 3 é no subnível p do nível 2 (L)
5d6 – 6 é no subnível d do nível 5 (O)
Os orbitais são identificados pelo número quântico magnético (m). Indica a orientação desse orbital no espaço. Para cada valor de “l” (subnível), m assume valores inteiros que variam de – l ..., O,... +l
Assim:
s – 1
p – 3
d – 5
f – 7
 
Cada orbital é representado simbolicamente por um quadradinho. Então eles podem ser assim:
-3
-2
-1
0
+1
+2
+3
Em cada orbital pode conter no máximo dois elétrons.
Mas se os elétrons são cargas negativas, porque eles não se repelem e se afastam?
Se os elétrons giram no mesmo sentido ou em sentido contrário, eles criam campo magnético que os repelem ou os atraem. Essa rotação é chamada de SPIN, palavra em inglês derivada do verbo to spin, que significa girar.

EXERCÍCIOS
1-(Fuvest/SP) Há cerca de 100 anos, J. J. Thomson determinou, pela primeira vez, a relação entre a massa e a carga do elétron, o que pode ser considerado como a descoberta do elétron. É reconhecida com uma contribuição de Thomson ao mo delo atômico:
a) o átomo ser indivisível.
b) a existência de partículas subatômicas.
c) os elétrons ocuparem níveis com valores específicos de energia.
d) o átomo possuir um núcleo com carga positiva e mau eletrosfera.

2- Aponte a diferença fundamental entre os modelos atômicos de Dalton e de Thomson.

3-(PUC/RS) O átomo, na visão de Thomson, é constituído de:

a) níveis e subníveis de energia.
b) cargas positivas e negativas.
c) núcleo e eletrosfera.
d) grandes espaços vazios.
e) orbitais.

4-(UFGO/GO) Há 100 anos, a ciência dividiu o que eraentão considerado indivisível. Ao anunciar, em 1897 , a descoberta de uma nova partícula que habita o interior do átomo, o elétron, o físico inglês Joseph John Thomson mudou dois mil anos de uma história que começou quando filósofos gregos propuseram que a ma téria seria formada por diminutas porções indivisív eis, uniformes, duras, sólidas e eternas. Cada um desses corpúsculos foi denominado átomo, o que, em grego, quer dizer “não divisível”. A descoberta do elétron inaugurou a era das partículas elementares e foi o primeiro passo do que seria no século seguinte uma viagem fantástica ao microuniverso da matéria (Ciência Hoje, vol. 22, n. 131, p. 24, 1997)

A respeito das idéias contidas nesse texto, é correto afirmar que:
(01) com base na descoberta dos elétrons, foi possível determinar as massas dos átomos.

(02) os elétrons são diminutas porções indivisíveis, un iformes, duros, sólidos, eternos e são considerados as partículas fundamentais da matéria.

(04) os átomos, apesar de serem indivisíveis, são constituídos por elétrons, prótons e nêutrons.

(08) com a descoberta do elétron, com carga elétrica negativa, pode-se concluir que deveriam existir outras partículas, os nêutrons, para justificar a neutralidade elétrica do átomo.

(16) faz 100 anos que se descobriu que os átomos não são os menores constituintes da matéria.

Dê como resposta a soma dos números associados àsafirmações corretas.

5-(UFPA) A realização de experiências com descargas elétricas em tubo de vidro fechado contendo gás a baixa pressão produz os raios catódicos. Esses raios são constituídos por um feix e de:

a) nêutrons. b) partículas alfa a(). c) elétrons. d) raios-X. e) prótons.

6-(ESPM/SP) O átomo de Rutherford (1911) foi comparad ao sistema planetário: núcleo – sol; eletrosfera– planetas. Eletrosfera é a região do átomo que:
a) contém as partículas de carga elétrica negativa.
b) contém as partículas de carga elétrica positiva.
c) contém nêutrons.
d) concentra praticamente toda a massa do átomo.
e) contém prótons e nêutrons.






7-(ITA/SP) Considerando a experiência de Rutherford,assinale a alternativa falsa.

a) A experiência consistiu em bombardear películasmetálicas delgadas com partículas alfa.
b) Algumas partículas alfa foram desviadas do seu trajeto devido à repulsão exercida pelo núcleo positivo do metal.
c) Observando o espectro de difração de partículas  alfa, Rutherford concluiu que o átomo tem densidadeuniforme.
d) Essa experiência permitiu descobrir o núcleo atômico e seu tamanho relativo.
e) Rutherford sabia antecipadamente que as partículas alfa eram carregadas positivamente.

8- Sobre o bombardeamento de lâminas metálicas com partículas alfa, responda:

a) O que a equipe de Rutherford esperava que fosse ocorrer com a lâmina de ouro ao receber o impacto d as partículas alfa?

b) O que a equipe observou de surpreendente com essa experiência?

c) A experiência implicou quais mudanças no modelo atômico de Thomson?

9-(UFRGS) Em fogos de artifício, as diferentes colorações são obtidas quando se adicionam sais de difere ntes metais às misturas explosivas. Assim, para que se obtenha a cor verde, é utilizado o cobre, enquanto, para a cor vermelha se utiliza o estrôncio. A emissão de luz com cor característica para cada ele mento deve-se:
a) aos elétrons desses íons metálicos, que absorvemenergia e saltam para níveis mais externos e, ao retornarem para os níveis internos, emitem radiações com coloração caracterís tica.

b) às propriedades radioativas desses átomos metálicos.
c) aos átomos desses metais que são capazes de decompor a luz natural em um espectro contínuo de luz visível.
d) à baixa eletronegatividade dos átomos metálicos.
e) aos elevados valores de energia de ionização dos  átomos metálicos.

10-(UFPI) A luz fornecida por uma lâmpada de vapor de  sódio utilizada em iluminação pública é resultado de:
a) transição de elétrons de um dado nível de energi a para outro de maior energia..
b) remoção de elétrons de um átomo para formar cátions.
c) transição de elétrons de um nível de energia mai s alto para um mais baixo.
d) adição de elétrons e átomos para formação de âni ons.
e) combinação de átomos para formar moléculas.

11- Sobre o modelo atômico de Bohr, responda:

a) No que Bohr se baseou para construir seu modelo atômico?

b) Quais os postulados propostos por Bohr?

c) Quando podemos dizer que um átomo se encontra emseu estado fundamental?

d)  O que ocorre quando um elétron “salta” para um nível de energia imediatamente superior e quando “salta” para outro nível imediatamente inferior ao que ele se encontra?

12- Alotropia é a propriedade de um mesmo elemento químico formar:
a) substâncias puras diferentes.
b) substâncias compostas diferentes.
c) substâncias simples diferentes.
d) fases diferentes.




Nenhum comentário:

Postar um comentário