Modelos Atômicos e Estrutura Atômica

Cronologia resumida:

1. Leucipo (450 a.C.): A matéria pode se dividir em partículas cada vez menores.

2. Dalton (1808): partícula maciça, indivisível, sem carga elétrica (bola de bilhar).

3. Thomson (1898): partícula maciça, divisível, era uma pasta positiva recheada por cargas negativas (pudim de passas).

4. Rutheford (1911): não é maciço, núcleo muito pequeno com carga positiva, ao redor desse, localizam-se elétrons que neutralizam a carga do núcleo. (foi comparado ao Sistema Solar).

4. Rutheford (1911): O átomo não é maciço nem indivisível. O átomo seria formado por um núcleo muito pequeno, com carga positiva, onde estaria concentrada praticamente toda a sua massa. Ao redor do núcleo ficariam os elétrons, neutralizando sua carga. Este é o modelo do átomo nucleado, um modelo que foi comparado ao sistema planetário, onde o Sol seria o núcleo e os planetas seriam os elétrons.

5. Bohr (1913): Modelo atômico fundamentado na teoria dos quanta e sustentado experimentalmente com base na espectroscopia. Distribuição eletrônica em níveis de energia. Quando um elétron do átomo recebe energia, ele salta para outro nível de maior energia, portanto mais distante do núcleo. Quando o elétron volta para o seu nível de energia primitivo (mais próximo do núcleo), ele cede a energia anteriormente recebida sob forma de uma onda eletromagnética (luz).

6. Rutheford-Bohr (1913): o elétron gira em uma órbita com quantidade de energia bem definida.

– o elétron ao saltar de uma órbita mais interna para outra mais externa, absorve energia na forma de Quantum.
– o elétron ao retornar a sua órbita de origem, libera a mesma energia que foi absorvida, porém, na forma de onda eletromagnética (fóton).
– Se o elétron ficar girando apenas em sua órbita estacionária, não ganha nem perde energia.
– 1 fóton = 1 Quantum;     plural de Quantum é Quanta.

7. Sommerfeld (1916): algumas órbitas, camadas ou níveis, seriam formados por subcamadas ou subníveis, onde, uma é circular e as demais elípticas mais ou menos alongadas.

8. De Broglie (1924): Modelo da partícula-onda para o elétron.

9. Heisenberg (1926): Princípio da incerteza.

10. Schrödinger (1937): Equação de função de onda para o elétron.

11. Chadwick (1932): Descoberta do nêutron.

  Estudo do átomo:

– Cátion à No de prótons > No de elétrons
– Ânion à No de elétrons > No de prótons
– Número atômico (Z) à No de prótons de um átomo.
– Número de massa (A) à é a soma de prótons e nêutrons.      –     A = Z + N
– Isótopos à diferentes Nos de massa e nêutrons, iguais Nos de prótons. Apresentam propriedades químicas iguais e propriedades físicas diferentes.
Ex.:   H à Hidrogênio Leve ou Prótio à mais abundante, forma água comum.
H à Trítio ou tritério à forma água superpesada, é radioativo (o menos estável)

– Isóbaros à diferentes Nos atômicos e iguais Nos de massa (não pertencem ao mesmo elemento).

 – Isótonos à diferentes Nos atômicos e de massa e iguais Nos de nêutrons.

 – Isoeletrônicos à partículas com o mesmo No de elétrons.

 – Alotropia à alguns elementos possuem a característica de formar mais de uma substância simples diferentes. Os alótropos possuem propriedades físicas diferentes e propriedades químicas semelhantes.
Ex.: O₂  (oxigênio) e O₃ (Ozônio)    →  Alótropos do elemento oxigênio que se diferem na atomicidade (número de átomos na molécula).

 Camadas eletrônicas
Os elétrons estão distribuídos em camadas ou níveis de energia:

Número máximo de elétrons nas camadas ou níveis de energia:

  Subníveis de energia 
As camadas ou níveis de energia são formados de subcamadas ou subníveis de energia, designados pelas letras s, p, d, f.

Subníveis conhecidos em cada nível de energia:

Subníveis em ordem crescente de energia:

 Preenchimento dos subníveis 
Os subníveis são preenchidos sucessivamente, na ordem crescente de energia, com o número máximo de elétrons possível em cada subnível. (Regra de aufbau)
Os números quânticos indicam a energia do elétron no átomo e a região de máxima probabilidade de se encontrar o elétron.
O número quântico principal (n) indica o nível de energia. Varia de n = 1 a n = œ, respectivamente, no 1º, 2º, 3º,… nível de energia.
O número máximo de elétrons em cada nível é dado por 2n2. Entre os átomos conhecidos, no estado fundamental, o número máximo de elétrons num mesmo nível é 32.
O número quântico secundário ou azimutal (l) indica a energia do elétron no subnível. Nos átomos conhecidos, no estado fundamental, há quatro subníveis, representados por s, p, d, f, em ordem crescente de energia.

 Orbitais 
Os subníveis são formados de orbitais. Orbital é a região da eletrosfera onde há maior probabilidade de estar localizado o elétron do átomo. O número máximo de elétrons em cada orbital é 2.
A cada orbital foi atribuído um número quântico magnético (m) cujo valor varia de -l a +l, passando por zero.

O orbital s tem forma esférica. Os orbitais p têm forma de duplo ovóide e são perpendiculares entre si (estão dirigidos segundo três eixos ortogonais x, y e z.
Spin 
Spin é o movimento de rotação do elétron em torno de seu eixo. Pode ser paralelo ou antiparalelo. A cada um deles foi atribuído um número quântico: + 1/2 e -1/2.
Princípio da exclusão de Pauli 
Em um mesmo átomo, não existem dois elétrons com quatro números quânticos iguais.
Como conseqüência desse princípio, dois elétrons de um mesmo orbital têm spins opostos.
Um orbital semicheio contém um elétron desemparelhado; um orbital cheio contém dois elétrons emparelhados (de spins opostos).
Regra de Hund
Ao ser preenchido um subnível, cada orbital desse subnível recebe inicialmente apenas um elétron; somente depois de o último orbital desse subnível ter recebido seu primeiro elétron começa o preenchimento de cada orbital semicheio com o segundo elétron.
Elétron de maior energia ou elétron de diferenciação é o último elétron distribuído no preenchimento da eletrosfera, de acordo com as regras estudadas.