atomistica 2016

Prof. Júlio Xavier

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41Editora Bernoulli

MÓDULO

AS EXPERIÊNCIAS DE FARADAY ENVOLVENDO ELETRICIDADE

O século XIX apresentou progressos notáveis na área da

ciência química, mas poucos contribuíram diretamente para

nosso conhecimento da natureza dos átomos. Não houve

maior progresso nessa área enquanto não se conheceu

melhor a natureza da eletricidade.

Michael Faraday (1813-1834) encontrou uma relação

precisa entre a quantidade de eletricidade necessária e

a quantidade de transformação química que ocorre na

eletrólise. A relação entre corrente elétrica e transformações

químicas evoluiu na eletroquímica moderna.

OS TUBOS DE RAIOS CATÓDICOSNos anos que se seguiram a 1855, quando se desenvolveu

os tubos de raios catódicos, muitos cientistas estudaram as

propriedades da eletricidade. Um tubo de raios catódicos

simples é um tubo de vidro em que foi feito vácuo, tendo em

cada extremidade eletrodos de metal, um negativo (cátodo)

e um positivo (ânodo). Quando se aplicam altas voltagens

aos eletrodos, os raios catódicos (correntes de elétrons)

ÀXHP�GR�FiWRGR�SDUD�R�kQRGR�

bomba de vácuo

_ +cátodo ânodo

Tubo de raios catódicos

A DETERMINAÇÃO DA RELAÇÃO CARGA / MASSA DO ELÉTRON8PD�YH]�TXH�RV�UDLRV�FDWyGLFRV�VmR�XP�ÀX[R�GH�HOpWURQV��

aqueles constituem um meio ideal para o estudo das

propriedades dos elétrons. Os raios que se movem em linha

reta são independentes do material dos eletrodos e do gás

residual que existe no tubo. Eles tornam as paredes do tubo

ÀXRUHVFHQWHV��EULOKDQWHV��IRUPDP�XPD�VRPEUD�TXDQGR�VH�coloca um objeto em seu caminho e podem ser desviados por

um ímã. Em 1897, J. J. Thomson idealizou um tubo de raios

FDWyGLFRV�VHPHOKDQWH�DR�TXH�VH�PRVWUD�QD�¿JXUD�D�VHJXLU��D�¿P�GH�PHGLU�D�PDVVD�H�D�FDUJD�GR�HOpWURQ��2�SULQFtSLR�HP�TXH�se baseia esse instrumento é semelhante ao efeito do vento

desviando uma bola que se arremessa. Com o ar parado, a

bola segue em linha reta, mas, se há um vento lateral, ele

desvia a bola para um lado. Se conhecermos a força do vento

e a massa da bola, poderemos prever qual o desvio que ela irá

sofrer. Por exemplo, uma bola de golfe desviará muito menos

que uma bola de pingue-pongue, devido à diferença entre

suas massas. Portanto, o desvio permitirá calcular a massa.

+

–

–

cátodoân

odo

feixe de elétronstela

fluorescenteação do campo elétrico E e do campo magnético B

Experimento: Raios catódicos sob a ação de um campo elétrico.

Com os raios catódicos, é um pouco mais complicado

do que com bolas de golfe, porque o efeito do vento é

substituído por um campo elétrico e um campo magnético,

que agem sobre o elétron carregado negativamente. O desvio

produzido é proporcional à carga do elétron e inversamente

proporcional a sua massa. Visto que esse tipo de medida

dá apenas uma resposta, encontramos na experiência de

Thomson somente o valor da relação carga / massa.

MODELO DE THOMSONO átomo de Dalton era neutro, ou seja, não possuía cargas

elétricas.

Como explicar, então, a atração existente entre um pedaço

de vidro e um pano de lã, após serem atritados um contra

o outro? Se os átomos fossem neutros, não poderíamos

presenciar tal fenômeno.

Ao atritarmos o bastão de vidro com um pedaço de lã,

ocorre uma troca de cargas elétricas negativas entre os dois,

GH�PRGR�TXH�R�YLGUR�¿FD�FRP�IDOWD�GH�FDUJDV�QHJDWLYDV�� e a lã, com excesso de cargas negativas.

QUÍMICA FRENTE

Natureza elétrica da matéria e núcleo atômico

02 C

Pudim de Passas

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“Plum Pudding”: Pudim de passas ou de ameixas

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O modelo atômico de Thomson explicava satisfatoriamente os seguintes fenômenos: • eletrização por atrito; • corrente elétrica; • formação de íons; • descargas elétricas em gases;

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Desconfiou-se então de que as radiações a seriamformadas por partículas positivas (pois são atraídas pelopólo negativo) e mais pesadas (pois desviam menos);as partículas b seriam partículas negativas e mais le-ves, e as radiações g não teriam massa (o que só foiexplicado mais tarde).

Refletindo sobre esse fenômeno, podemos con-cluir o seguinte: se a matéria é eletricamente neutra,seus átomos são, obrigatoriamente, neutros; conse-qüentemente, a saída de partículas elétricas só serápossível se esses átomos estiverem sofrendo algumadivisão. Note que reaparece aqui a idéia da divisi-bilidade do átomo e a da natureza elétrica da matéria(ou seja, a relação entre matéria e energia).

Atualmente a radioatividade é muito usada em vá-rios ramos da atividade humana. Em medicina, por exem-plo, materiais radioativos são usados na detecção dedoenças do coração, da tireóide, do cérebro etc, e tam-bém em certos tratamentos, especialmente do câncer.

3 O MODELO ATÔMICO DE RUTHERFORD

Em 1911, Rutherford fez uma experiência muito importante, que veio alterar e melhorar profunda-mente a compreensão do modelo atômico. Resumidamente, a experiência é descrita a seguir.

Radioterapia aplicada com o uso da bombade cobalto no tratamento do câncer.

Acompanhando a figura acima, vemosentão que um pedaço do metal polônio emi-te um feixe de partículas a, que atravessa umalâmina finíssima de ouro. Rutherford obser-vou, então, que a maior parte das partículasa atravessava a lâmina de ouro como se estafosse uma peneira; apenas algumas partícu-las desviavam ou até mesmo retrocediam.

Como explicar esse fato?

Polônio

Feixe departículas a

Bloco dechumbo

Placa de chumbocom um orifício central

Lâminafiníssimade ouro

Papel fotográfico

Impressõesou manchasfotográficas

Ernest Rutherford

Nasceu em Nelson (Nova Zelândia),em 1871. Foi professor no Canadá ena Inglaterra — nas universidades deManchester e Cambridge. Trabalhoucom ondas eletromagnéticas, raios X,radioatividade e teoria nuclear, e reali-zou a primeira transmutação artificial.Recebeu o Prêmio Nobel de Químicaem 1908. Faleceu em 1937. Em sua ho-menagem, o elemento químico 104 foichamado de rutherfórdio (Rf).

MA

RTI

ND

OH

RN

/SPL

-STO

CK

PHO

TOS

GA

RC

IA-P

ELA Y

O/C

ID

Capitulo 04-QF1-PNLEM 29/5/05, 18:2978

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79Capítulo 4 • A EVOLUÇÃO DOS MODELOS ATÔMICOS

Rutherford viu-se obrigado a admitir que a lâmina de ouro não era constituída de átomosmaciços e justapostos, como pensaram Dalton e Thomson. Ao contrário, ela seria formada pornúcleos pequenos, densos e positivos, dispersos em grandes espaços vazios, como esquematizadosa seguir:

Os grandes espaços vazios explicam por que a grande maioria das partículas a não sofre desvios.Entretanto, lembrando que as partículas a são positivas, é fácil entender que: no caso de uma partículaa passar próximo de um núcleo (também positivo), ela será fortemente desviada; no caso extremo deuma partícula a chocar diretamente com um núcleo, ela será repelida para trás.

Surge, porém, uma pergunta: se o ouro apresenta núcleos positivos, comoexplicar o fato de a lâmina de ouro ser eletricamente neutra?

Para completar seu modelo, Rutherford imaginou que ao redor do núcleoestavam girando os elétrons. Sendo negativos, os elétrons iriam contrabalançara carga positiva do núcleo e garantir a neutralidade elétrica do átomo. Sendomuito pequenos e estando muito afastados entre si, os elétrons não iriam inter-ferir na trajetória das partículas a.

Em resumo, o átomo seria semelhante ao sistema solar: o núcleo represen-taria o Sol; e os elétrons seriam os planetas, girando em órbitas circulares eformando a chamada eletrosfera. A figura ao lado representa o modelo atômi-co de Rutherford (1911).

Hoje, sabemos que o tamanho do átomo é 10.000 a 100.000 vezes maior que o de seu núcleo.Para efeito de comparação, podemos imaginar o núcleo atômico como sendo uma formiga no centrode um estádio como o Maracanã (observe que o modelo apresentado acima está totalmente fora deproporção, pois o núcleo representado é enorme em relação ao tamanho do átomo).

No modelo atômico de Rutherford surgiu, porém, uma dúvida muito importante: se o núcleoatômico é formado por partículas positivas, por que essas partículas não se repelem e o núcleo nãodesmorona? A resposta veio em 1932, quando o cientista James Chadwick verificou que o núcleo doelemento berílio radioativo emite partículas sem carga elétrica e de massa praticamente igual à dosprótons. Essa partícula foi denominada nêutron — confirmando-se assim a existência da terceira par-tícula subatômica. De certa maneira, os nêutrons “isolam” os prótons, evitando suas repulsões e oconseqüente “desmoronamento” do núcleo.

Partícula que retrocedeuPartícula desviada

Feixe de partículas a

Partículascom percursoinalterado

Partícula que retrocedeuÁtomos da lâmina de ouro

Partícula desviada

+

–

–

–

––

Representaçãoesquemática do modeloatômico de Rutherford.

+

+

Nêutrons Prótons

+

++

++

Representação do núcleo do átomo


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Partícula desviada

+

–

–

–

––


+

+

Nêutrons Prótons

+

++

++



Modelo planetário

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44 Coleção Estudo

Frente C Módulo 02

qualquer coisa dessa ordem de grandeza, a não ser que se

tivesse um sistema onde a maior parte da massa do átomo

estivesse concentrada em um núcleo diminuto. Foi, então,

que idealizei o átomo como tendo um pequeno centro maciço

e dotado de carga. Calculei matematicamente quais as leis

que o desvio deveria obedecer e descobri que o número de

partículas desviadas de um determinado ângulo deveria ser

proporcional à espessura da lâmina metálica, ao quadrado da

carga nuclear e inversamente proporcional à quarta potência

da velocidade. Essas deduções foram mais tarde confirmadas

por Geiger e Marsden em uma série de belos experimentos.”

RUTHERFORD, Ernest. The Development of the Theory of Atomic

Structure, 1936. In: NEEDHAM, J.; PAGE, W. J. Background to

Modern Science. New York: The MacMillan Company, 1938.

As conclusões iniciais de Rutherford

Os resultados foram explicados supondo-se que o átomo

possui um centro ou um núcleo de diâmetro muito pequeno,

onde estão concentradas cargas elétricas de um único tipo.

Esse núcleo carregado deve ser muito maciço ou mantido

fixo por forças existentes dentro do sólido, ou ambas

as coisas, pois algumas das partículas alfa são bastante

desviadas de seu trajeto original. Como os elétrons têm

carga negativa, deve-se concluir que esse núcleo central

maciço é carregado positivamente e que o desvio das

partículas alfa positivas é o resultado de uma repulsão

eletrostática.

De acordo com os cálculos de Rutherford, o raio do núcleo

é cerca de 1/10 000 do raio do átomo, ou mesmo menos

que isso. Como o volume de uma esfera é proporcional ao

cubo do seu raio, o volume de um átomo deve ser 1012

vezes maior que o volume do seu núcleo. Como a maior

parte da massa de um átomo está concentrada no núcleo,

a densidade deste deve ser, pelo menos, 1012 vezes maior

que a densidade do átomo. Se isso for verdade, então os

elétrons devem ocupar um volume muito maior do que o

do núcleo.

Se, na realidade, um núcleo carregado positivamente é o

responsável pelo desvio de partículas alfa positivas (devido

à repulsão coulômbica), então o número de partículas alfa

desviadas de um dado ângulo dependerá da grandeza da

carga do núcleo. Núcleos de alta carga, evidentemente,

desviarão de um determinado ângulo mais partículas alfa

do que núcleos de carga pequena.

Rutherford deduziu a relação matemática que descreve

como os números relativos de partículas alfa desviadas de

um dado ângulo dependem da carga nuclear. H. Geiger e

E. Marsden verificaram ser possível atribuir um valor

numérico para a carga nuclear de carbono, alumínio,

ouro e outros metais. Descobriram também que essa

carga nuclear era, aproximadamente, igual à metade da

grandeza da massa atômica, desde que a carga nuclear

positiva fosse expressa em unidades de grandeza igual à

carga do elétron.

Modelo de RutherfordA partir dessas conclusões, Rutherford propôs um

novo modelo atômico: o modelo “planetário”, em que o

átomo é comparado com o sistema solar. O núcleo central

positivo, pequeno e denso, com elétrons girando em

órbitas circulares ao seu redor, como os planetas giram

em torno do Sol.

núcleo

eletrosfera (elétrons)

PARTÍCULAS SUBATÔMICASOs prótons, os nêutrons e os elétrons formam conjuntos

denominados átomos. Um átomo é um conjunto formado por um certo número de prótons e nêutrons, constituindo um núcleo, ao redor do qual gira um número de elétrons igual ao número de prótons, que constitui a eletrosfera.

Partículas Região (localização)

Carga elétrica

Massa absoluta / g

Massa relativa

Prótons Núcleo +1 1,672x10–24 1

Nêutrons Núcleo 0 1,675x10–24 1

Elétrons Eletrosfera –1 9,109x10–281

1 836

OBSERVAÇÃO

Note que a massa do nêutron é levemente maior do que a massa do próton. Já a massa do elétron é considerada desprezível, pois a massa de 1 836 elétrons é igual à massa de 1 próton.

Partículas subatômicas

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Podemos, agora, ilustrar esquematicamente a estruturaatômica do seguinte modo:

Novos estudos foram feitos visando estabelecer as rela-ções entre as massas e as intensidades das cargas elétricasdos prótons, nêutrons e elétrons. Concluiu-se então que,adotando-se como padrão, para o próton, massa 5 1 e cargaelétrica 5 11, resultam os seguintes valores aproximados:

–

–

––

–

NúcleoFormadopor prótonse nêutrons

EletrosferaFormada porelétronsdistribuídos emvárias camadas

Observe que a massa de um elétron é cerca de 1.836 vezes menor que a de um próton ou de umnêutron. Conseqüentemente, a perda ou ganho de elétrons, por parte de um átomo (que irá transformá-lo num íon positivo ou negativo), não irá praticamente alterar sua massa.

1a

Materiais

• 1 régua de plástico • 1 bastão de vidro • 1 pedaço detecido de lã • 1 pedaço de flanela • pedaços pequenosde papel

Procedimento• Aproxime a régua de um pedacinho de papel. • Observese ocorre alguma coisa e anote em seu caderno. • Agora,atrite a régua em um pedaço de tecido de lã e coloque-apróxima a um pedacinho de papel. • Anote as observa-ções feitas em seu caderno. • Repita o procedimento subs-tituindo o tecido de lã pela flanela. • Aproxime o bastãode vidro de um pedacinho de papel. • Observe se ocorrealguma coisa e anote em seu caderno. • Agora, atrite obastão de vidro em um pedaço de tecido de lã e colo-que-o próximo a um pedacinho de papel. • Anote as ob-servações em seu caderno. • Repita o procedimento subs-tituindo o tecido de lã pela flanela.

Perguntas1) O que aconteceu quando a régua foi colocada próxi-

ma ao pedaço de papel antes e depois do atrito? Ten-te explicar.

ATIVIDADES PRÁTICAS

2) O que ocorreu quando o bastão de vidro foi colocadopróximo ao pedaço de papel antes e depois do atrito?Tente explicar.

2a

Materiais• 1 régua de plástico • 1 bastão de vidro • 1 pedaço detecido de lã

Procedimento• Abra uma torneira de modo que obtenha um filete finoe uniforme de água. • Aproxime, sem encostar, a réguade plástico do filete de água. • Anote as observações fei-tas em seu caderno. • Atrite a régua com o tecido de lã eaproxime-a novamente do filete de água. • Anote as ob-servações em seu caderno. • Repita o procedimento subs-tituindo a régua pelo bastão de vidro.

Perguntas1) O que ocorreu quando a régua foi colocada próxima ao

filete de água antes e depois do atrito? Tente explicar.

2) O que ocorreu quando o bastão de vidro foi colocadopróximo ao filete de água antes e depois do atrito?Tente explicar.

Partícula Massa Carga elétrica

Próton 1 11

Nêutron 1 0

Elétron1

1.836 21

a) Explique como foi a primeira observação de que se tem notícia, responsável pelosurgimento do termo eletricidade.

b) Quais as aplicações práticas decorrentes da descarga elétrica em gases rarefeitos?

c) Quais as emissões descobertas em materiais radioativos?

d) Segundo o modelo de Rutherford, do que é formado o átomo?

e) O que Chadwick descobriu?

REVISÃO Responda em

seu caderno


Composição fundamental dos átomos:

Concentração das massas

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A identificação dos átomos

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4.1. Número atômico

Número atômico (Z ) é o número de prótons existentes no núcleo de um átomo.

Num átomo normal, cuja carga elétrica é zero, o número de prótons é igual ao número de elétrons.Quando se diz que o átomo de sódio (Na) tem número atômico 11, isso quer dizer que, no núcleo desseátomo, existem 11 prótons e, conseqüentemente, existem 11 elétrons na eletrosfera.

4.2. Número de massa

Número de massa (A) é a soma do número de prótons (Z) e de nêutrons (N) existen-tes num átomo.

Portanto:

A 5 Z 1 N

É o número de massa que nos informa se um átomo tem massa maior do que outro átomo. Isso élógico, pois apenas os prótons e nêutrons tem massa significativa, uma vez que a massa dos elétronsé desprezível, se comparada à dessas duas partículas.

Vejamos o exemplo: o átomo de sódio tem 11 prótons, 12 nêutrons e 11 elétrons.Temos, então, para o elemento químico sódio:

• número atômico: Z 5 11 (número de prótons 5 número de elétrons 5 11);

• número de nêutrons: N 5 12;

• número de massa: A 5 Z 1 N 5 11 1 12 5 23.

4.3. Elemento químico

Elemento químico é o conjunto de átomos com o mesmo número atômico (Z).

Veja que o número atômico é muito importante, pois identifica o elemento químico (o que foiproposto em 1914, por Moseley). Assim, quando falamos no elemento químico sódio, estamos falandodos átomos com número atômico 11. Outros exemplos:

• o número atômico 17 identifica os átomos de cloro;

• o número atômico 26 identifica os átomos de ferro; etc.

A notação geral de um átomo é:

Por exemplo: 3517Cl ou 17Cl35 indica um átomo de cloro que possui 17 prótons e 18 nêutrons no

núcleo. Seu número de massa é, pois 17 1 18 5 35.

ZAX ou

ZXA Número de massa

Número atômico


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Semelhanças atômicas: isoátomos

Espécies químicas que apresentam o número atômico (Z), o número de nêutrons (N) ou o número de massa (A) iguais.

Isotopos

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Semelhanças atômicas

Isobaros são átomos de diferentes números de prótons mas que possuem o mesmo número de massa

Isotonos são átomos de diferentes números de prótons, diferentes números de massa, porém com mesmo número de nêutrons.

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Íons:

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4.4. Íons

Um átomo, em seu estado normal, é eletricamente neutro, ou seja, o número de elétrons naeletrosfera é igual ao número de prótons do núcleo, e em conseqüência suas cargas se anulam.

Um átomo pode, porém, ganhar ou perder elétrons da eletrosfera, sem sofrer alterações em seunúcleo, resultando daí partículas denominadas íons.

Quando um átomo ganha elétrons, ele se tornaum íon negativo, também chamado ânion. Por exem-plo: o átomo normal de cloro tem 17 prótons, 18 nêu-trons e 17 elétrons. Ele pode ganhar 1 elétron e trans-formar-se em ânion cloreto (Cl2), que terá 17 prótons,18 nêutrons e 18 elétrons.

Quando um átomo perde elétrons, ele se torna umíon positivo, também chamado cátion. Por exemplo: oátomo de sódio (Na) tem 11 prótons, 12 nêutrons e 11elétrons. Ele pode perder 1 elétron, tornando-se umcátionsódio (Na1) com 11 prótons, 12 nêutrons e 10 elétrons.

Observe que, quando um átomo ganha elétrons, seutamanho aumenta; quando ele perde elétrons, diminuide tamanho; mas em ambos os casos sua massa pratica-mente não se altera, pois a massa do elétron é desprezível.

Os íons estão sempre presentes em nosso dia-a-dia. Um perfeito equilíbrio entre os íons Na1 e K1,por exemplo, é fundamental para o funcionamento das células de nosso organismo. Ao colocarmos sal(cloreto de sódio) em nossos alimentos, estamos na verdade colocando íons Na1 e Cl2.

4.5. Isótopos, isóbaros e isótonosExaminando o número atômico (Z ), o número de nêutrons (N ) e o número de massa (A ) de

diferentes átomos, podemos encontrar conjuntos de átomos com um ou outro número igual. A partirdaí surgiram alguns novos conceitos que agora passamos a definir:

Isótopos são átomos com mesmo número de prótons (Z ) e diferente número demassa (A).

Conclui-se, facilmente, que os isótopos são átomos do mesmo elemento químico que possuemdiferentes números de nêutrons, resultando daí números de massa diferentes. Exemplos:

Cl0Cl–

–

Átomo de cloro(eletricamente neutro)

Ânion cloreto(tem uma carga negativa)

Átomo de sódio(eletricamente neutro)

Cátion sódio(tem uma carga positiva)

–

Na0

Na+

Cada isótopo é também chamado de nuclídeo. Os três isótopos de hidrogênio, 11H, 2

1H, 31H, têm

nomes especiais, a saber, hidrogênio, deutério e trítio, respectivamente; isso não acontece com osdemais, de modo que os três isótopos do oxigênio, mencionados acima, são conhecidos apenas comooxigênio-16, oxigênio-17 e oxigênio-18.

A isotopia é um fenômeno muito comum na natureza. Podemos dizer que praticamente todos oselementos químicos naturais são formados por mistura de isótopos. Por exemplo, o elemento químicocloro é formado por, aproximadamente, 75% de cloro-35 (3

157Cl) e 25% de cloro-37 (37

17Cl), em massa;observe que, em qualquer composto de cloro existente na Terra, iremos sempre encontrar essa mesmamistura isotópica — 75% de cloro-35 e 25% de cloro-37.

11H 1

2H 13H (Z 5 1)

Isótopos de hidrogênio

168O

178O

188O (Z 5 8)

Isótopos de oxigênio

(Esquemas com uso de cores-fantasia; sem escala)


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4.4. Íons

Um átomo, em seu estado normal, é eletricamente neutro, ou seja, o número de elétrons naeletrosfera é igual ao número de prótons do núcleo, e em conseqüência suas cargas se anulam.

Um átomo pode, porém, ganhar ou perder elétrons da eletrosfera, sem sofrer alterações em seunúcleo, resultando daí partículas denominadas íons.

Quando um átomo ganha elétrons, ele se tornaum íon negativo, também chamado ânion. Por exem-plo: o átomo normal de cloro tem 17 prótons, 18 nêu-trons e 17 elétrons. Ele pode ganhar 1 elétron e trans-formar-se em ânion cloreto (Cl2), que terá 17 prótons,18 nêutrons e 18 elétrons.

Quando um átomo perde elétrons, ele se torna umíon positivo, também chamado cátion. Por exemplo: oátomo de sódio (Na) tem 11 prótons, 12 nêutrons e 11elétrons. Ele pode perder 1 elétron, tornando-se umcátionsódio (Na1) com 11 prótons, 12 nêutrons e 10 elétrons.

Observe que, quando um átomo ganha elétrons, seutamanho aumenta; quando ele perde elétrons, diminuide tamanho; mas em ambos os casos sua massa pratica-mente não se altera, pois a massa do elétron é desprezível.

Os íons estão sempre presentes em nosso dia-a-dia. Um perfeito equilíbrio entre os íons Na1 e K1,por exemplo, é fundamental para o funcionamento das células de nosso organismo. Ao colocarmos sal(cloreto de sódio) em nossos alimentos, estamos na verdade colocando íons Na1 e Cl2.

4.5. Isótopos, isóbaros e isótonosExaminando o número atômico (Z ), o número de nêutrons (N ) e o número de massa (A ) de

diferentes átomos, podemos encontrar conjuntos de átomos com um ou outro número igual. A partirdaí surgiram alguns novos conceitos que agora passamos a definir:

Isótopos são átomos com mesmo número de prótons (Z ) e diferente número demassa (A).

Conclui-se, facilmente, que os isótopos são átomos do mesmo elemento químico que possuemdiferentes números de nêutrons, resultando daí números de massa diferentes. Exemplos:

Cl0Cl–

–

Átomo de cloro(eletricamente neutro)

Ânion cloreto(tem uma carga negativa)

Átomo de sódio(eletricamente neutro)

Cátion sódio(tem uma carga positiva)

–

Na0

Na+

Cada isótopo é também chamado de nuclídeo. Os três isótopos de hidrogênio, 11H, 2

1H, 31H, têm

nomes especiais, a saber, hidrogênio, deutério e trítio, respectivamente; isso não acontece com osdemais, de modo que os três isótopos do oxigênio, mencionados acima, são conhecidos apenas comooxigênio-16, oxigênio-17 e oxigênio-18.

A isotopia é um fenômeno muito comum na natureza. Podemos dizer que praticamente todos oselementos químicos naturais são formados por mistura de isótopos. Por exemplo, o elemento químicocloro é formado por, aproximadamente, 75% de cloro-35 (3

157Cl) e 25% de cloro-37 (37

17Cl), em massa;observe que, em qualquer composto de cloro existente na Terra, iremos sempre encontrar essa mesmamistura isotópica — 75% de cloro-35 e 25% de cloro-37.

11H 1

2H 13H (Z 5 1)

Isótopos de hidrogênio

168O

178O

188O (Z 5 8)

Isótopos de oxigênio

(Esquemas com uso de cores-fantasia; sem escala)


NH4Cl

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Semelhanças atômicas

Isoletrônicos

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5.3. As ondas eletromagnéticasPara a continuação de nossos estudos é

importante considerar agora as chamadasondas eletromagnéticas. Essas ondas sãoformadas pela oscilação simultânea de umcampo elétrico e de um campo magnéticoperpendiculares entre si.

z

y

x

Campo magnético

Campo elétrico

A ilustração acima mostra um espectro contínuo, pois as cores vão variando gradativamente dovermelho ao violeta — que são os dois limites extremos para nossa visão. Fenômeno idêntico ocorre naformação do arco-íris, em que as gotículas de água no ar agem sobre a luz do mesmo modo que oprisma de vidro.

A onda eletromagnética se desloca na direção do eixo x;o campo elétrico oscila na direção do plano xy ; e o

campo magnético, na direção do plano xz.

Em nosso cotidiano, o exemplo mais comum de onda ou oscilação eletromagnética é a luz. Umaobservação de grande importância é notar o comportamento da luz ao atravessar um prisma de vidro.Um feixe de luz branca (luz solar ou de uma lâmpada incandescente comum) se decompõe em váriascores, que formam o chamado espectro luminoso, conforme mostramos na ilustração a seguir:

Vista frontal do anteparo

Vermelho

Alaranjado

Amarelo

Verde

Azul

Anil

Violeta

Anteparo

Prisma

Lâmpadaincandescente

Dispersão da luzbranca atravésde um prisma.

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Voltemos agora à experiência de produzir um espectro luminoso fazendo a luz atravessar um pris-ma de vidro, como vimos na página 88. Se em vez da luz solar ou de uma lâmpada incandescenteusássemos um tubo semelhante ao de Geissler (página 75), contendo o gás hidrogênio a baixa pressãoe sob alta tensão elétrica (“lâmpada” de hidrogênio), o fenômeno observado seria bem diferente:

Em lugar do espectro contínuo (isto é, contendo todas as cores), vemos agora no anteparo apenasalgumas linhas coloridas, permanecendo o restante totalmente escuro. Dizemos então que o espectro édescontínuo e chamamos as linhas luminosas de raias ou bandas do espectro.

A descontinuidade do espectro não ocorre só com o hidrogênio, mas com todos os elementos quími-cos. É também muito importante notar que as raias do espectro são constantes para um dado elementoquímico, mas mudam de um elemento para outro, como mostramos no esquema abaixo:

Vista frontaldo anteparo

Vermelho

Azul

Anil

Violeta

Anteparo

Prisma“Lâmpada”de hidrogênio

+

–

Pois bem, no início do século XX surgiu a seguinte pergunta: estariam essas raias do espectrodescontínuo ligadas à estrutura atômica? É o que esclareceremos no item seguinte.

5.4. O modelo de Rutherford-BohrO cientista dinamarquês Niels Bohr aprimorou, em 1913, o modelo atômico de Rutherford, utili-

zando a teoria de Max Planck. Em 1900, Planck já havia admitido a hipótese de que a energia não seriaemitida de modo contínuo, mas em “pacotes”. A cada “pacote de energia” foi dado o nome de quantum.Surgiram, assim, os chamados postulados de Bohr:

• os elétrons se movem ao redor do núcleo em um número limitado de órbitas bem definidas, quesão 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).

Espectro de hidrogênio

Espectro de hélio

Espectro contínuo

Espectro de sódio

Vermelho Alaranjado VerdeAmarelo Azul Anil Violeta

Comprimento de onda crescente

Alguns espectros da luz visível. Cada elemento químico tem seu espectro característico,como se fosse uma “impressão digital”.


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Partícula desviada

+

–

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––


+

+

Nêutrons Prótons

+

++

++



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As “falhas” de Rutherford

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No entanto, ao admitir o movimento de rotação dos elétrons em tor-no do núcleo, Rutherford acabou criando outro paradoxo. De fato, diza Física Clássica que toda partícula elétrica em movimento circular(como seria o caso dos elétrons) está constantemente emitindo ener-gia. Ora, se o elétron segue liberando (perdendo) energia, sua veloci-dade de rotação ao redor do núcleo teria de diminuir com o tempo.Desse modo, o elétron acabaria indo de encontro ao núcleo, descre-vendo um movimento espiralado. Como sair então desse impasse? É oque explicaremos nos itens seguintes.

Essas últimas dúvidas servem para mostrar, mais uma vez, de que maneira a ciência evolui — aospoucos, enfrentando as contradições apontadas por novas observações e experiências, sempre em bus-ca de modelos mais satisfatórios.

5.2. Um breve estudo das ondasA solução para os impasses apontados no item anterior começou a surgir com a mecânica

ondulatória. Vamos então fazer um pequeno estudo das ondas. O exemplo mais simples é o dasondas do mar:

Núcleo

Elétron

–

Alguns dados importantes podem ser notados por um observador parado no ancoradouro:• o número de ondas que passam pelo ancoradouro por unidade de tempo, o que é chamado de

freqüência e representado pela letra f (na figura acima, passam 4 ondas por minuto); a freqüên-cia pode ser medida em ciclos por minuto ou em ciclos por segundo, que é denominado hertz(símbolo Hz), em homenagem ao físico Heinrich Hertz;

• a distância entre duas cristas consecutivas, o que é chamado de comprimento de onda e repre-sentado pela letra grega l (lambda); o comprimento de onda é medido em metros (ou seusmúltiplos e submúltiplos);

• a velocidade de passagem das ondas, que é chamada de velocidade de propagação, represen-tada por v e medida em metros por minuto.

Essas três grandezas físicas — a velocidade de propagação (v), o comprimento de onda (l) e afreqüência (f ) — caracterizam a onda, e relacionam-se de acordo com a seguinte fórmula matemática:

v 5 lf

No exemplo da figura acima, se pelo ancoradouro estiverem passando 4 ondas por minuto e ocomprimento de onda for de 0,5 metro, teremos então:

v 5 0,5 z 4 fi v 5 2 m/min

isto é, ondas com velocidade de 2 metros por minuto.

l

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Ancoradouro

Observador

1

Sentido de deslocamento das ondas

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No início do século XX...

Max Planck Albert Einstein

... foi demonstrado que a energia é “quantizada”, sendo enviada em

“pacotes” de ondas carregadas pelos fótons.

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Estudos posteriores mostraram que as órbitas eletrônicas de todos os átomos conhecidos se agru-pam em sete camadas eletrônicas, denominadas K, L, M, N, O, P, Q. Em cada camada, os elétronspossuem uma quantidade fixa de energia; por esse motivo, as camadas são também denominadasestados estacionários ou níveis de energia. Além disso, cada camada comporta um número máximode elétrons, conforme é mostrado no esquema a seguir:

2 8 18 32 32 18 2

M N O P Q

K

L

Camada Número máximo de elétronsK 2L 8M 18N 32O 32P 18Q 2

1a Procure decompor a luz solar com um prisma de vi-dro. Use, por exemplo, uma janela pouco aberta paraobter um feixe estreito de luz solar. Faça-o passar porum prisma de vidro e projete o “arco-íris” formadosobre uma folha de papel branco.

2a Observe a decomposição da luz solar ou de uma lâm-pada na superfície de um CD. São os pequenos sul-cos existentes no CD que provocam esse fenômeno(cuidado: não dirija a luz solar refletida diretamentepara seus olhos).

ATIVIDADES PRÁTICAS

a) Qual era o defeito do modelo atômico de Rutherford?

b) O que é freqüência?

c) O que é comprimento de onda?

d) O que é velocidade de propagação?

e) O que são ondas eletromagnéticas?

f) A que corresponde o espectro luminoso completo?

g) Qual é o valor da velocidade de propagação, em km/s, de todas as ondas eletro-magnéticas?

h) Qual é o comportamento do espectro descontínuo para cada elemento químico?

i) O que acontece com o elétron quando ele se move em uma órbita estacionária?

j) O que ocorre com o elétron na passagem de uma órbita estacionária para outra?

k) Quantas camadas eletrônicas podem existir nos átomos já conhecidos? Como elassão denominadas?

REVISÃO Responda em

seu caderno


aumento da energia

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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 quan-tidade de energia recebida é, porém, bem definida (um quantum deenergia).

Energia

Pelo contrário, ao “voltar” de uma órbita mais externa para outramais interna, o elétron emite um quantum de energia, na forma de luzde cor bem definida ou outra radiação eletromagnética, como ultravio-leta ou raios X (daí o nome de fóton, que é dado para esse quantum deenergia).

Esses saltos se repetem milhões de vezes por segundo, produzindoassim uma onda eletromagnética, que nada mais é do que uma sucessãode fótons (ou quanta) de energia.

Considerando que os elétrons só podem saltar entre órbitas bem definidas, é fácil entender por quenos espectros descontínuos aparecem sempre as mesmas raias de cores também bem definidas. Maisuma 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 ossaltos dos elétrons e as respectivas raias do espectro:

Fóton

+

1

2

3

4

–

–

–

Acompanhando a figura anterior, verifique que: quan-do o elétron volta da órbita número 4 para a de número 1,ele emite luz de cor azul; da 3 para a 1, produz luz verde;e, da 2 para a 1, produz luz vermelha.

É fácil entender que átomos maiores, tendo maior nú-mero de elétrons, darão também maior número de raiasespectrais; além disso, quando o elemento químico é aque-cido a temperaturas mais altas (isto é, recebe mais ener-gia), o número de “saltos eletrônicos” e, conseqüentemen-te, o número de raias espectrais também aumenta; no limi-te as raias se “juntam” e formam um espectro contínuo,como o produzido pela luz solar ou pelo filamento detungstênio de uma lâmpada incandescente, quando acesa.

Assim, ao modelo atômico de Rutherford, corrigidopelas ponderações de Bohr, foi dado o nome de modeloatômico de Rutherford-Bohr (1913).

Três possíveis saltos do elétron do elemento hidrogênio

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Niels Henrik David Bohr

Nasceu em Copenha-gue, Dinamarca, em1885. Estudou na Di-namarca e na Inglater-ra. Foi professor daUniversidade e diretordo Instituto de FísicaTeórica de Copenha-gue. Por seus traba-lhos sobre estruturaatômica, recebeu oPrêmio Nobel de Físi-ca de 1922. Estudoua fissão nuclear, contribuindo assim para o desen-volvimento da energia atômica. Faleceu em 1962.Em sua homenagem, o elemento químico 107 re-cebeu o nome bóhrio (Bh).


Estado Fundamental ou estacionário

energia Estado excitado

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Radiação eletromagnética

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No entanto, ao admitir o movimento de rotação dos elétrons em tor-no do núcleo, Rutherford acabou criando outro paradoxo. De fato, diza Física Clássica que toda partícula elétrica em movimento circular(como seria o caso dos elétrons) está constantemente emitindo ener-gia. Ora, se o elétron segue liberando (perdendo) energia, sua veloci-dade de rotação ao redor do núcleo teria de diminuir com o tempo.Desse modo, o elétron acabaria indo de encontro ao núcleo, descre-vendo um movimento espiralado. Como sair então desse impasse? É oque explicaremos nos itens seguintes.

Essas últimas dúvidas servem para mostrar, mais uma vez, de que maneira a ciência evolui — aospoucos, enfrentando as contradições apontadas por novas observações e experiências, sempre em bus-ca de modelos mais satisfatórios.

5.2. Um breve estudo das ondasA solução para os impasses apontados no item anterior começou a surgir com a mecânica

ondulatória. Vamos então fazer um pequeno estudo das ondas. O exemplo mais simples é o dasondas do mar:

Núcleo

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Alguns dados importantes podem ser notados por um observador parado no ancoradouro:• o número de ondas que passam pelo ancoradouro por unidade de tempo, o que é chamado de

freqüência e representado pela letra f (na figura acima, passam 4 ondas por minuto); a freqüên-cia pode ser medida em ciclos por minuto ou em ciclos por segundo, que é denominado hertz(símbolo Hz), em homenagem ao físico Heinrich Hertz;

• a distância entre duas cristas consecutivas, o que é chamado de comprimento de onda e repre-sentado pela letra grega l (lambda); o comprimento de onda é medido em metros (ou seusmúltiplos e submúltiplos);

• a velocidade de passagem das ondas, que é chamada de velocidade de propagação, represen-tada por v e medida em metros por minuto.

Essas três grandezas físicas — a velocidade de propagação (v), o comprimento de onda (l) e afreqüência (f ) — caracterizam a onda, e relacionam-se de acordo com a seguinte fórmula matemática:

v 5 lf

No exemplo da figura acima, se pelo ancoradouro estiverem passando 4 ondas por minuto e ocomprimento de onda for de 0,5 metro, teremos então:

v 5 0,5 z 4 fi v 5 2 m/min

isto é, ondas com velocidade de 2 metros por minuto.

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Qual é a diferença entre uma cor e outra? Hoje sabemos que a diferença reside nos comprimentosde onda e nas freqüências, que variam para cada cor. Em um semáforo, por exemplo, temos as cores:

• verde, com l 5 530 nm• amarelo, com l 5 580 nm• vermelho, com l 5 700 nm(nm 5 nanômetro 5 1029 metros)

Essas cores são exemplos de luzes monocromáticas(do grego monos, um; chroma, cor).

Hoje sabemos também que o espectro completo das ondas eletromagnéticas é muito mais amplodo que o da luz visível, isto é, das ondas que podemos perceber por meio da visão. O esquema seguinteprocura dar uma idéia do espectro eletromagnético completo:

A velocidade de propagação (v) de todas as ondas eletromagnéticas no vácuo é igual e constante,valendo aproximadamente 300.000 quilômetros por segundo. Essa é uma velocidade enorme, tantoque a luz do Sol demora apenas 8 minutos e 30 segundos para chegar à Terra, embora a distância médiado Sol à Terra seja de aproximadamente 150 milhões de quilômetros.

A luz branca visível é formada por:

4 • 10–7 l (m)5 • 10–7 6 • 10–7 7 • 10–7

O espectro visível

Energia solar

Produzido por osciladores elétricosde corrente alternada

Produzidos emreações nucleares

Ultr

avio

letaRaios

cósmicosRaios g Raios X

Infr

aver

mel

hos Microondas

e radarRádio e TV Rádio

(ondas longas)

Luz visível

10–16 10–14 10–12 10–10 10–8 10–6 10–4 10–2 100 102 104 106

10210410610810101012101410161018102010221024

l (m)

Hz

Comprimento de onda aumenta

Diâmetro do átomo

Freqüência (e energia) aumenta

1 m 1 km

Espectro

580 nm

700 nm

530 nm

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Hidrogênio

Hélio

Neônio

Oxigênio

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OS NOVOS MODELOS ATÔMICOSDepois de Rutherford ter proposto seu modelo, os cientistas direcionaram seus estu-

dos para a distribuição dos elétrons na elestrofera. Fizeram progressos levando em contaconhecimentos anteriores. Há muito tempo os químicos já sabiam que os compostos desódio emitem uma luz amarela quando submetidos a uma chama. Em 1855, Robert Bunsenverificou que diferentes elementos, submetidos a uma chama, produziam cores diferentes.

O estudo da luz conseguida dessamaneira permitiu a obtenção doschamados espectros descontínuos,característicos de cada elemento. Acada cor desses espectros foi associ-ada certa quantidade de energia.

Em 1913, Niels Böhr (1885-1962) propôs um novo modelo atômico, relacionando adistribuição dos elétrons na eletrosfera com sua quantidade de energia.

O MODELO ATÔMICO DE BÖHREsse modelo baseia-se nos seguintes postulados:

1. Os elétrons descrevem órbitas circulares ao redor do núcleo.2. Cada uma dessas órbitas tem energia constante (órbita estacionária). Os elétrons que

estão situados em órbitas mais afastadas do núcleo apresentarão maior quantidadede energia.

3. Quando um elétron absorve certa quanti-dade de energia, salta para uma órbitamais energética. Quando ele retorna à suaórbita original, libera a mesma quantidadede energia, na forma de onda eletromag-nética (luz).

Essas órbitas foram denominadasníveis de energia. Hoje são conhecidos seteníveis de energia ou camadas, denominadasK, L, M, N, O, P e Q.

PARTE 1 — QUÍMICA GERAL64

Elementos diferentes produzem luz com cores diferentes.

As cores brilhantes dos fogos de artifício sãoproduzidas pela queima de diferentes elemen-tos químicos.

Hidrogênio

Cálcio

Sódio

Na (sódio) Sr (estrôncio)K (potássio) Cu (cobre)

Assim como umsapo não podesaltar meio degrau,ou seja, númerosfracionários de de-graus, um elétron,ao receber energia,só pode "saltar"um número inteirode níveis.

CED

OC

CED

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OS SUBNÍVEISO trabalho de Böhr despertou o interesse de vários cientistas para o estudo dos

espectros descontínuos. Um deles, Sommerfield, percebeu, em 1916, que as raias obti-das por Böhr eram na verdade um conjunto de raias mais finas e supôs então que osníveis de energia estariam divididos em regiões ainda menores, por ele denominadassubníveis de energia.

O número de cada nível indica a quantidade de subníveis nele existentes. Por exem-plo, o nível 1 apresenta um subnível, o nível 2 apresenta dois subníveis, e assim pordiante. Esses subníveis são representados pelas letras s, p, d, f, g, h, … .

Estudos específicos para determinar a energia dos subníveis mostraram que:• existe uma ordem crescente de energia nos subníveis;

s < p < d < f

• os elétrons de um mesmo subnível contêm a mesma quantidade de energia;

• os elétrons se distribuem pela eletrosfera ocupando o subnível de menor energiadisponível.

65Unidade 3 — A estrutura do átomo

LuminososOs letreiros luminosos, muito usados em publicidade,

utilizam principalmente gás neônio (Ne) e, por isso, sãoconhecidos por luminosos de neon.

O funcionamento desses luminosos é semelhante aode uma lâmpada fluorescente, ou seja, os elétrons sãoexcitados e, na sua volta à órbita original, emitem luz.

As diferentes cores e tonalidades que podem ser obti-das dependem da diferença de potencial, da pressão dogás e de sua composição.

Tony

Sto

ne

níveis espectro

654

3

2

1

…

ener

gia

cres

cent

e

energia crescente

e–e–

e–

e–núcleo

nível 1 (n = 1) = Knível 2 (n = 2) = Lnível 3 (n = 3) = M

N

+

MLK

nível 4 (n = 4) = N

e–

e– e–

luzNe puro luz vermelhaNe + mercúrio (Hg) luz azulNe + gás carbônico (CO2) luz violeta

O modelo de Böhr permite relacionar as órbitas (níveis de energia) com os espec-tros descontínuos dos elementos.

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atomistica 2016

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