Apostila de Química 11 – Atomística
1.0 Filósofos Leucipo e Demócrito, Grécia 400 a.C.
A matéria é formada por pequenas partículas que sempre existiram e que seriam
indestrutíveis, os átomos.
Esses filósofos são chamados de atomistas.
2.0 Filósofos Empédocles e Aristóteles, Grécia
A matéria é formada por quatro elementos primários: água, terra, fogo e ar, e
eles podem ser diferenciados por suas propriedades:
Água: Frio e úmido;
Terra: Frio e seco;
Fogo: Quente e seco;
Ar: Quente e úmido.
3.0 Alquimistas, Idade Média século XV
Eles tentaram fabricar a pedra filosofal e o elixir da vida.
Criaram um grande número de aparelhos de laboratórios e processos importantes
na produção de vários materiais.
4.0 Robert Boyle
Criou o caderno “The Sceptical Chemist” (O Alquimista Cético) que provava
que a matéria não era formada pelos quatro elementos.
Propôs uma definição para elemento químico diferente da dos gregos, o método
científico.
5.0 Teoria Atômica de Dalton (Pai da Química Teórica)
A matéria é constituída de pequenas esferas maciças e indestrutíveis, os átomos.
Um conjunto de átomos iguais constitui um elemento químico.
Elementos químicos diferentes = Átomos diferentes.
Átomos diferentes, numa proporção de números inteiros, originam substâncias
diferentes.
Átomos não são criados nem destruídos, e sim reorganizados, originando novas
substâncias.
Modelo atômico de Dalton:
6.0 Joseph John Thomson (1856-1940)
Ele demonstrou que existiam partículas menores que o átomo que apresentavam
carga elétrica negativa, os elétrons (e).
Novo Modelo: Pudim de massas; “O átomo PE maciço e formado por um fluído
com carga elétrica positiva onde estão dispersos os elétrons”.
6.1 Experiência de Thomson
Utilizou o tubo de raios catódicos; consistia em um tubo de vidro com gás e dois
eletrodos ligados a uma fonte elétrica externa. Quando ligados, aparecia um
feixe de raios provenientes do cátodo (vindos do eletrodo negativo), que se
dirigia ao ânodo (eletrodo positivo). Esses raios eram atraídos para a direção do
pólo positivo de um campo elétrico.
Modelo atômico de Thompson:
7.0 Eugen Goldstein, 1886
Admitiu que existiam feixes com cargas elétricas positivas.
7.1 Experiência de Eugen Goldstein
Usando uma aparelhagem parecida ao de Thomson, observou um feixe luminoso
sendo atraído em sentido oposto ao dos elétrons, ou seja, para a direção do pólo
negativo do campo magnético.
8.0 Ernest Rutherford, 1804
Detectou a presença de partículas com cargas elétricas positivas, os prótons (p).
8.1 Experiência de Rutherford
Para verificar se os átomos eram maciços, Rutherford bombardeou uma fina
lâmina de outro com pequenas partículas de carga positiva, as partículas alfa (α)
ou cátions de hidrogênio, emitidas por uma material radioativo. A maior parte
das partículas alfa atravessavam a lâmina sem sofrer desvios; poucas não
atravessavam a lâmina e voltavam, e algumas partículas alfa sofriam desvios de
trajetória.
Modelo atômico de Rutherford:
9.0 Chadwick, 1932
Descobriu partículas com carga elétrica neutra, os nêutrons (n).
Atualização do modelo atômico de Rutherford:
10.0 Robert Sunsen, 1855
Descobriu que, diferentes elementos, submetidos a uma chama, produzem cores
diferentes.
11.0 Niels Bohr, 1813
Os elétrons descrevem órbitas circulares ao redor do núcleo.
As órbitas têm energia constante (órbitas estacionárias), e os elétrons menos
próximos do núcleo possuem mais energia.
Elétrons mais energéticos saltam para órbitas mais energéticas, e Elétrons menos
energéticos voltam para a órbita original, produzindo uma energia em forma de
ondas eletromagnéticas (luz).
Essas órbitas são chamadas de níveis de energia (camadas); existem 7 delas: K,
L, M, N, O, P e Q.
K
2
L
8
M
18
Modelo atômico de Bohr:
N
32
O
32
P
18
Q
8
12.0 Sommerfield, 1916
Cada camada possui subníveis de energia com quantidade igual ao do nível de
energia; são eles: s, p, d, f.
Elétrons de mesmo subnível possuem quantidades iguais de energia, mesmo em
diferentes níveis de energia.
s
2
p
6
d
10
f
14
13.0 Linus Pauling
Criou uma representação gráfica para os subníveis de energia, o Diagrama de
Linus Pauling.
Camada de valência: o subnível mais afastado do núcleo, que, na ordem
crescente de energia, nem sempre é o mais energético.
Subnível mais energético: o último subnível na ordem crescente de energia.
14.0 Werner Heisenberg, 1926
Usando conceitos da mecânica quântica, ele provou que era impossível
determinar com absoluta precisão a velocidade e a posição de um elétron.
Princípio da Incerteza: Não se pode definir uma órbita, e sim regiões, chamadas
de orbitais (região de máxima probabilidade de se encontrar um elétron).
15.0 Erwin Schrödinger, 1927
Descreveu o movimento ao redor do núcleo, relacionando a partícula, a energia,
a carga e a massa do elétron.
Os códigos matemáticos associados à energia do elétron são chamados de
quânticos. Existem 4 números quânticos.
15.1 Principal (n)
Indica o nível de energia do elétron. Os valores variam de 1 a 7.
K
1
n
L
2
M
3
N
4
O
5
P
6
Q
7
15.2 Secundário (l)
Indica o subnível de energia do elétron. Os valores variam de 0 a 3.
s
0
n
p
1
d
2
f
3
15.3 Magnético (m ou ml)
Indica o orbital em que o elétron está. Cada orbital comporta, no máximo, 2
elétrons, e é representado, graficamente, por uma quadrado ou um círculo. Os
valores variam de -3 a 3.
s
ml
0
Orbitais
1
p
d
f
-1, 0, +1
-2, -1, 0, +1, +2.
-3, -2, -1, 0, +1, +2, +3.
3
5
7
Representação gráfica dos orbitais




15.4 Spin (s ou ms)
Indica a rotação do elétron. Os valores são +1/2 ou -1/2. O primeiro elétron de
um orbital será sempre representado por uma seta para cima ( ), com o valor 1/2. O segundo elétron de um orbital será sempre representado por uma seta para
baixo ( ), com o valor +1/2.
15.5 Princípio da Exclusão de Pauling
Num orbital existem, no máximo, 2 elétrons com spins opostos.
15.6 Regra de Hund
Os orbitais de um mesmo subnível são preenchidos de modo que se obtenha o
maior número possível de elétrons isolados (desemparelhados). Ou seja,
primeiro, são colocados os elétrons com carga -1/2, e depois os com carga +1/2,
pois os elétrons preferem ficar desemparelhados.
16.0 Teoria dos Quarks
Hoje acredita-se que existem partículas menores que os hardrons (prótons e
nêutrons) e os elétrons: os quarks e os léptons.
Quarks se interagem fortemente entre si formando os hardrons. Existem 3 tipos
de quarks estáveis:
Up (carga +2/3);
Down (carga -1/3);
Strange (carga -1/3).
Léptons são partículas mais leves que os quarks e com poucas interações entre
si. Existem 4 tipos de léptons:
Elétron (carga -1);
Muon (carga -1);
Tauon (carga -1);
Pósitron (carga +1).