Modelos Atômicos

O átomo de Dalton           

Em 1803, John Dalton, acreditando nas leis da conservação de massa e da composição definida, propôs uma teoria que explicava estas e outras generalizações químicas. De fato, Dalton ressuscitou o conceito grego da existência dos átomos e foi capaz de sustentar este conceito com evidências experimentais que ele e outros obtiveram.

A teoria atômica de Dalton foi baseada no seguinte modelo:

1.       *A matéria está dividida em partículas indivisíveis e inalteráveis, que se chamam átomos;

2.       **Todos os átomos de um mesmo elemento são idênticos entre si, apresentando a mesma massa e as mesmas propriedades;

3.       Os átomos de elementos diferentes possuem massa e propriedades diferentes;

4.       Os compostos se formam quando os átomos se combinam em uma relação constante e proporcional.

* Atualmente, sabemos que os átomos podem se dividir e sofrer alterações.

** O conceito de isótopos, introduzido mais tarde, altera o segundo postulado, pois isótopos são átomos de um mesmo elemento que possuem massas diferentes.

A descoberta do elétron

No século XIX, vários cientistas, como William Crookes mostraram experimentalmente que, quando submetidos a baixas pressões, os gases podem tornar-se condutores elétricos. Para chegar a essa conclusão, eles utilizaram o chamado tubo de raios catódicos, isto é, uma ampola de vidro ligada a uma bomba de vácuo que visa diminuir a pressão interna. Nas duas pontas do tubo há extremidades metálicas (chamadas de eletrodos) ligadas a uma bateria.

Quando a pressão interna chega a cerca de um décimo da pressão ambiente, observa-se que o gás entre os eletrodos passa a emitir uma luminosidade.

Quando a pressão diminui ainda mais (cerca de mil vezes menor do que a pressão ambiente), a luminosidade desaparece, restando apenas uma mancha luminosa atrás do polo positivo. Os cientistas atribuíram essa mancha a raios (de natureza desconhecida) provenientes do polo negativo, chamado de cátodo. Esses raios foram denominados raios catódicos.

O átomo de Thomson

 Em 1887, o físico inglês J. J. Thomson mostrou que as partículas nos tubos de raios catódicos são carregadas negativamente. Provou a afirmação mostrando que o raio pode ser desviado se passar entre placas de metais carregadas opostamente em um tubo de Crookes.

A direção do desvio (para a placa carregada positivamente) mostra que as partículas dos raios catódicos carregam uma carga elétrica negativa.

Em 1898, Thomson sugeriu que um átomo poderia ser uma esfera carregada positivamente na qual alguns elétrons estão incrustados, e apontou que isto levaria a uma fácil remoção de elétrons dos átomos.

Este modelo de átomo é algumas vezes chamado de modelo de “pudim de passas”, onde se assemelharia a um pudim coberto com passas, em que o pudim seria a massa de cargas positivas e as passas os elétrons.

O modelo atômico de Thomson foi bem aceito por muitos anos. Pouco depois do início do século XX, experimentos realizados na Inglaterra pelos físicos E. Rutherford, E. Marsden e H. Geiger levaram à substituição do modelo de Thomson.

O átomo de Rutherford

  Em 1890, descobriu-se que certos elementos são radioativos. Isto significa que eles emitem radiação de alta energia, da qual existem três tipos: partículas alfa, partículas beta (β) e raios gama (γ). Uma partícula alfa carrega uma carga positiva e tem uma massa que é muito maior do que um elétron.

A experiência de Rutherford consistiu em lançar um feixe de partículas alfa emitidas pelo polônio (um elemento radioativo) sobre uma finíssima folha de ouro para observar se essas partículas iriam sofrer algum desvio ao passarem pelos átomos da lâmina de ouro. Rutherford lançou mão deste experimento no qual tentou verificar se os átomos eram realmente maciços, utilizando, para isso, partículas alfa, que tem carga elétrica positiva.

Os resultados evidenciaram três comportamentos diferentes:

1.     A maior parte das partículas alfa consegue atravessar a lâmina de ouro sem sofrer nenhum desvio. Esse fato indica que essas partículas não encontram nenhum obstáculo pela frente e seguem seu percurso em linha reta;

2.     Algumas partículas alfa conseguem atravessar a lâmina, porém sofrendo um desvio muito forte em seu caminho. Esse fato mostra que essas partículas encontravam algum obstáculo, porém não muito grande, quando atravessavam os átomos da lâmina;

3.     Pouquíssimas partículas alfa não conseguem atravessar a lâmina e voltam para o mesmo lado de onde foram lançadas. Esse fato evidencia que essas partículas encontram um obstáculo denso ao colidirem em algum ponto dos átomos da lâmina.

* Se o átomo fosse realmente igual ao modelo proposto por Thomson, como uma massa compacta de cargas positivas distribuídas de modo uniforme por todo o metal, então as partículas alfa não sofreriam desvios fortes e muito menos iriam voltar.

Conclusões de Rutherford

·        O átomo não é maciço, apresentando mais espaço vazio do que preenchido;

·       A maior parte da massa do átomo se mostra em uma pequena região central (núcleo) dotada de carga positiva, onde estão os prótons;

·     Os elétrons estão localizados em uma região ao redor do núcleo, chamada de eletrosfera;

·        Esse modelo ficou conhecido como “modelo do sistema solar”, em que o Sol seria representado pelo núcleo e os planetas pelos elétrons ao redor do núcleo (na eletrosfera).

Apesar de sofisticado e popular, o modelo de Rutherford tinha alguns problemas, pois ele não conseguia explicar de forma coerente as raias espectrais dos elementos químicos e também não conseguia explicar a órbita dos elétrons.

De acordo com a teoria de Rutherford, os elétrons podiam orbitar o núcleo a qualquer distância. Quando os elétrons circundam ao redor do núcleo, estariam mudando constantemente de direção. A eletrodinâmica clássica (que estuda o movimento dos elétrons) explica que, tais elétrons que mudam constantemente sua direção, seu sentido, sua velocidade ou ambos, devem continuamente emitir radiação. Ao fazer isso, perdem energia e tendem a espiralar em direção ao núcleo. Isto significa que os átomos seriam instáveis, e ao contrário, sabe-se que os átomos são estáveis. 

A descoberta do nêutron

Rutherford concluiu que, embora os prótons contivessem toda a carga do núcleo, eles sozinhos não podem compor sua massa. O problema da massa extra foi resolvido quando, em 1932, o físico inglês J. Chadwick descobriu uma partícula que tinha aproximadamente a mesma massa de um próton, mas não era carregada eletricamente. Por ser a partícula eletricamente neutra, Chadwick a denominou de nêutron. Hoje, acreditamos que, com uma exceção, o núcleo de muitos átomos contém ambas as partículas: prótons e nêutrons, chamados núcleons. (A exceção é o núcleo de muitos isótopos comuns de hidrogênio que contém um próton e nenhum nêutron).