Teoria Atômico-Molecular

NOÇÕES PRELIMINARES:
As grandezas utilizadas pelos químicos relacionam as quantidades ou substâncias expressas em massa, volume, número de átomos, número de moléculas, número de íons e, principalmente, quantidades expressas em mols que, atualmente, são as de maior importância na Química moderna. Dessa forma, precisamos entender os conceitos de Átomo, Molecula e de Íons.

a) Massa Atômica
 Átomos individuais são muito pequenos para serem vistos e muito menos pesados. Porém, é possível determinar as massas relativas de átomos diferentes, quer dizer, podemos determinar a massa de um átomo comparando com um átomo de outro elemento utilizado como padrão.

Em 1961, na Conferência da União Internacional de Química Pura e Aplicada (IUPAC), adotou-se como padrão de massas atômicas o isótopo 12 do elemento carbono (¹²C), ao qual se convencionou atribuir o valor exato de 12 unidades de massa atômica.

Uma unidade de massa atômica (1 u) corresponde desta forma a de massa de um átomo de isótopo 12 do carbono.

Portanto:

OBS: O valor de 1 u é de 1,66 · 10^–24 g, o que corresponde aproximadamente à massa de um próton ou de um nêutron.

O que é mesmo a Massa Atômica (MA) ?
Massa atômica é o número que indica quantas vezes a massa de um átomo de um determinado elemento é mais pesada que 1u, ou seja, do átomo de ¹²C.

 IMPORTANTE:

 Comparando-se a massa de um átomo de um determinado elemento com a unidade de massa atômica (1u), obtém-se a massa desse átomo.

Exemplo

Quando dizemos que a massa atômica do átomo de ³²S é igual a 32 u, concluímos que:

– a massa atômica de um átomo de ³²S é igual a 32 u;

– a massa atômica de um átomo de ³²S é igual a 32 vezes a massa de do átomo de C-12.

– a massa de um átomo de ³²S é igual a 2,7 vezes a massa de um átomo de C-12.

 

b) Massa Molecular

Os átomos reúnem-se para formar moléculas. A massa dessas moléculas é a soma das massas atômicas dos átomos constituintes.

Como essas moléculas são formadas por um grupo de átomos ligados entre si, o padrão usado como base para relacionar as massas dessas moléculas é o mesmo usado para os átomos: a unidade de massa atômica (u).

Portanto:

 

ou ainda...

 

 

 

 

Exemplo

Quando dizemos que a massa molecular da água H₂O é 18 u, concluímos que:

• a massa de uma molécula H₂O é igual a 18 u;

• a massa de uma molécula H₂O é 18 vezes mais pesada que do átomo de carbono-12;

• a massa de uma molécula de água é 1,5 vezes mais pesada que um átomo de C-12.

 

 

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LEIS PONDERAIS E CONTINUIDADE

LEIS PONDERAIS E CONTINUIDADE

Pretende-se, agora, mostrar que as leis em que se fundamenta a química permitem a passagem do Modelo II para o Modelo III. Para isto, inicialmente as próprias leis fundamentais serão comentadas. São elas as conhecidas leis de Lavoisier (para uma reação química que ocorre em um sistema fechado, a massa dos produtos é igual à soma das massas dos reagentes) Proust (um dado composto contém seus elementos constituintes em uma dada proporção), Gay-Lussac (numa reação de elementos no estado gasoso, os volumes dos reagentes e dos produtos, nas mesmas condições de pressão e temperatura, estão entre si como pequenos números inteiros) e Avogadro (volumes iguais de todos os gases, nas mesmas condições físicas, contêm o mesmo número de moléculas).

Avogadro partiu das observações de Gay-Lussac, mas considerou que as moléculas, no estado gasoso, em média estão distantes o suficiente para que as forças de interação entre elas sejam desprezadas. Portanto, nas mesmas condições de temperatura e pressão, a distância média entre as moléculas seria a mesma para qualquer gás, logo o volume só dependeria da quantidade de moléculas. Tanto para a lei de Avogadro, quanto para a teoria atômica de Dalton, é uma premissa a matéria ser descontínua e formada por partículas indivisíveis. Porém, na teoria atômica de Dalton a premissa é o átomo, sendo o composto formado pela combinação de átomos de elementos diferentes, numa proporção de números inteiros (para o composto, Dalton não utiliza o termo molécula). Avogadro introduz o conceito de molécula, podendo esta ser formada por átomos do mesmo elemento ou de elementos diferentes, sempre numa proporção de números inteiros.

As leis de Lavoisier, Proust e Gay-Lussac não exigem o conhecimento das estruturas das substâncias, logo não exigem que a matéria seja descontínua e formada por moléculas indivisíveis, com uma proporção bem definida de átomos. Por exemplo, considere que duas substâncias simples A₂ e B₂ , com massas moleculares respectivamente nos valores de 10 e 30 u, reajam de acordo com a equação química:

A₂ + 2B₂ → 2AB₂

Para verificar a validade das três leis para esta reação, basta apenas notar que a equação química mostra que 1 g de A₂ reage com 6 g de B₂ formando 7 g do composto (no caso da proporção em volume, 1 L de A₂ reage com 2 L de B₂ formando 2 L do composto AB₂).

Porém, a lei de Avogadro parte da premissa de que a matéria é constituída de moléculas e, portanto, que a matéria, além de ser descontínua, contém átomos que se agrupam em moléculas. Para a mesma reação e substâncias do exemplo, considere que estas sejam conjuntos de átomos, os quais não se agrupem em moléculas. Logo, suponha que as substâncias simples tenham apenas átomos de A ou de B, enquanto que o composto seja constituído por átomos de A e B, na proporção de dois átomos de B para cada átomo de A. Para reagentes e produtos nas mesmas condições de pressão e temperatura, a lei de Avogadro não seria observada se, no seu enunciado, a palavra "moléculas" fosse substituída por "átomos", uma vez que a proporção atômica é 1:2:3, enquanto que a proporção volumétrica é 1:2:2. Mas as leis de Lavoisier, Proust, Gay-Lussac e Avogadro serão obedecidas se o conceito de molécula for usado.

O método de determinação das massas atômicas de Cannizzaro é fundamentado na idéia de que a molécula precisa conter um número inteiro de átomos de cada elemento que a constitui. Assim, a massa molecular deve ser a soma de múltiplos inteiros das massas atômicas dos elementos que formam a substância. Partindo da lei de Avogadro, considerando que a massa molecular do gás hidrogênio seja 2u e conhecendo a composição em massa de várias substâncias, Cannizzaro fez uma série de medidas e obteve as massas moleculares relativas para uma quantidade de compostos gasosos. Por exemplo, para compostos oxigenados foram determinadas massas relativas de oxigênio, obtendo-se, entre outros, os seguintes valores:

Todos os valores obtidos para a massa relativa de oxigênio são múltiplos de 16 e, como a premissa é que na molécula existem números inteiros de átomos, a massa atômica do oxigênio só pode ser 16 (em nenhum composto oxigenado a massa relativa de oxigênio é, apenas, múltiplo de 2, 4 ou 8).

No método de Cannizzaro, assim como na comprovação das leis de Lavoisier, Proust, Gay-Lussac e Avogadro, todos os valores são calculados a partir de observações macroscópicas, especialmente observações de massas e volumes. Ao se fazer, conforme proposto na seção anterior, com que m e v diminuam na mesma proporção do aumento de N, pode permanecer inalterada a validade das quatro leis e do método de Cannizzaro, tanto em relação ao aumento finito de N quanto em relação à sua extrapolação para infinitas moléculas, cada uma delas com massa e volume nulos. A anterior apresentação claramente indica que isto ocorrerá sempre que, ao se passar do Modelo II para o Modelo III, forem mantidas as proporções entre os números de moléculas de todas as espécies químicas presentes.

O Modelo Atômico de Tutherford-Bohr

Modelo de Bohr

Este último modelo atômico complementa o de Rutherford e constitui o modelo atualmente aceito. Nele são propostas maneiras dos elétrons se movimentarem em torno do núcleo e a energia associada a esse movimento.

De todo o conteúdo abordado no post de hoje, é fundamental um correto entendimento de cada experimento apresentado. Está aí a maior probabilidade de questões envolvendo o tema.



Bohr, baseando-se nos estudos feitos em relação ao espectro do átomo de hidrogênio e na teoria proposta em 1900 por Planck (Teoria Quântica), segundo a qual a energia não é emitida em forma contínua, mas em ”blocos”, denominados quanta de energia, propôs os seguintes postulados:

1. Os elétrons nos átomos descrevem sempre órbitas circulares ao redor do núcleo, chamadas de camadas ou níveis de energia.

2. Cada um desses níveis possui um valor determinado de energia (estados estacionários).

3. Os elétrons só podem ocupar os níveis que tenham uma determinada quantidade de energia.

4. Os elétrons podem saltar de um nível para outro mais externo, desde que absorvam uma quantidade bem definida de energia (quantum de energia). Vija a figura baixo:

O Modelo Atômico de Rutherford

Em 1911, Ernest Rutherford, estudando a trajetória de partículas (alfa) (partículas positivas) emitidas pelo elemento radioativo polônio, bombardeou uma lâmina fina de ouro. Ele observou que a maioria das partículas (alfa) atravessavam a lâmina de ouro sem sofrer desvio em sua trajetória; que algumas das partículas sofriam desvio em sua trajetória; outras, em número muito pequeno, batiam na lâmina e voltavam. 

Veja as gravuras que se seguem:

Observa-se que...

Rutherford concluiu que a lâmina de ouro não era constituída de átomos maciços e propôs que um átomo seria constituído de um núcleo muito pequeno carregado positivamente (no centro do átomo) e muito denso, rodeado por uma região comparativamente grande onde estariam os elétrons em movimentos orbitais. Essa região foi chamada de eletrosfera.

Segundo o modelo de Rutherford, o tamanho do átomo seria de 10 000 e 100 000 vezes maior que seu núcleo.

Observemos que Rutherford teve que admitir os elétrons orbitando ao redor do núcleo, porque, sendo eles negativos, se estivessem parados, acabariam indo de encontro ao núcleo, que é positivo.

Rutherford concluiu que 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.

A experiência de Rutherford constituiu-se no bombardeio de uma finíssima lâmina de ouro por um feixe de partículas alfa.

As seguintes observações foram feitas a partir do experimento:

• A grande maioria das partículas atravessou a lâmina sofrendo pouco ou nenhum desvio;
• Uma pequena parte das partículas atravessou a lâmina sofrendo um grande desvio.

Por ter a partícula alfa carga positiva foi possível concluir que o átomo possui uma região central, que concentra a massa e tem carga positiva, denominada núcleo e outra região periférica que apresenta um grande vazio com elétrons distrubuídos de forma bastante dispersa, denominada eletrosfera.




Veja a figura abaixo com ficou a estrutura do átomo segundo RUTHERFORD:

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Exercícios de Aula:

1. Ernest Rutherford realizou um experimento com o objetivo de comprovar a veracidade do modelo de Thomson. Este modelo também foi superado rapidamente com o surgimento da teoria quântica, que revolucionou a ciência no século XX. O que dizia o modelo de Thomson?

a) O átomo teria um núcleo com carga positiva e uma eletrosfera com carga negativa.

b) O átomo seria indivisível e eletricamente neutro.

c) O átomo seria como um "pudim" compacto (sem espaços vazios) de carga negativa, com cargas positivas espalhadas em seu interior, em número suficiente para tornar o conjunto neutro.

d) O átomo seria como um "pudim" compacto (sem espaços vazios) de carga positiva, com cargas negativas espalhadas em seu interior, em número suficiente para tornar o conjunto neutro.

e) O átomo seria como o sistema solar, com um núcleo contendo prótons e nêutrons e órbitas contendo elétrons.

O Modelo Atômico de Thomson

Bem pessoal !!! No final do século XIX, os físicos começaram a investigar o fluxo da corrente elétrica no interior de tubos que continham gases rarefeitos, sob baixa pressão.

Estes experimentos levaram à descobertas que derrubaram definitivamente a ideia de que o átomo seria indivisível, o que foi proposto anteriormente por Dalton.

Em 1897, J.J. Thomson, baseando-se em alguns experimentos, propôs um novo modelo atômico.Segundo Thomson, o átomo seria um aglomerado composto de uma parte de partículas positivas pesadas (prótons) e de partículas negativas (elétrons), mais leves. Este modelo ficou conhecido como “pudim de passas". Veja a gravura abaixo:

Agora você sabe como foi que Thomson chegou a essa conclusão?
Vejamos como foi que ele chegou a essa conclusão a través da demonstração de seu experimento:

Para que o inglês J. J. Thomson viesse a  descoberta a existência do elétron. Este teve que realizar várias experiências para se chegar a tal conclusão

O Objetivo dessa aula e mostrar quais foram os aspectos destacados por Thomson em sua teoria que costumam serem cobrados no vestibular e ENEM:

1o experimento

 A ausência de matéria gerada pela bomba de vácuo representa que, para o fechamento da corrente elétrica, "algo" deve passar entre o catodo e o anodo. Esse feixe foi denominado de raios catódicos.

2o experimento

 

 Nesse experimento, a presença da ventoinha tem por objetivo determinar se o feixe possuía massa. Como a ventoinha se movimenta, fica provada a existência de massa no feixe.

3o experimento

O último experimento teve por objetivo a determinação da carga do feixe. Como pode ser observado acima, o feixe aproxima-se da placa positiva tendo portanto carga negativa.

Através desses três experimentos Thomson comprovou a existência do elétron, propondo um novo modelo atômico no qual o átomo seria formado por uma pasta positiva repleta de partículas negativas (o elétron). Esse modelo ficou conhecido como "Pudim de passas".


 

As experiências realizadas com descargas elétricas em turbos com gases a baixa pressão permitiram novos esclarecimentos com relação à natureza elétrica da matéria.

A sombra do ânodo sobre a parede do tubo de vidro mostra a propagação retilínea dos raios catódicos

A natureza elétrica dos raios catódicos é demonstrada quando são desviados por campos elétricos e magmáticos aplicados.

As partículas que formam os raios catódicos apresentam massa, pois fazem girar as paletas do molinete.

O cientista inglês J.J. Thomson, elaborando melhor os experimentos realizados com tubos de raios catódicos, demonstrou que esses raios eram um feixe de partículas menores que o átomo e carregadas negativamente. Estava descoberto o elétron, a primeira partícula subatômica, e ficava provado que o átomo não é indivisível.

Thomson propõe, então, um novo modelo para o átomo. O átomo é constituído de uma esfera (pasta) de carga positiva, com elétrons incrustados. Esse modelo ficou conhecido como “pudim de passas”.

     

IMPORTANTE:

Por meio destes experimentos, descobriram que ao aplicar elevadas diferenças de potenciais através dos eletrodos e extrair parcialmente o ar do tubo, um alvo, que neste caso era uma superfície recoberta com sulfureto de fósforo e zinco nos dois lados, que estava posicionado entre os eletrodos, brilhava na parte que ficava em frente ao cátodo. Esta observação indicava que a descarga se origina no cátodo e se dirige para o ânodo e, por isso, estes raios foram chamados de catódicos.
 
 

Os raios catódicos apresentam as seguintes propriedades:

·         Propagam-se em linha reta;

·         Fazem girar um molinete colocado na sua trajetória;

·         São desviados pela ação de campos elétricos ou magnéticos;

·         São capazes de aquecer lâminas metálicas situadas entre os eletrodos;

·         Comportam-se sempre de modo igual, independentemente do gás ou dos eletrodos.

Assim, percebeu-se que estes raios catódicos eram na realidade partículas que fazem parte da matéria, como estes raios possuem cargas negativas eles foram chamados de elétrons.
Como a matéria é eletricamente neutra, suspeitou-se que também deveriam existir partículas carregadas positivamente. Por isto, foram feitos novos experimentos que comprovaram a existência destas partículas, que receberam o nome de prótons.
 

Em 1897, o físico americano Joseph J. Thomson determinou a relação carga/massa (e/m), para o elétron, que é de -1,76. 10⁸ coulomb/grama.

A partir de suas pesquisas, Thomson propôs um novo modelo para o átomo, que seria como um "pudim" compacto (sem espaços vazios) de carga positiva, com cargas negativas espalhadas em seu interior, em número suficiente para tornar o conjunto neutro.

Experimentos posteriores realizados por Rutherford, mostraram que este modelo apresentava algumas falhas. Você pode conferir isto na próxima aulas.

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Exercícios de Aula:

1. Há mais de cem anos determinaram-se algumas propriedades dos raios catódicos. Qual alternativa não apresenta uma propriedade?

a) Propagam-se em linha reta.

b) São desviados pela ação de campos elétricos ou magnéticos.

c) Não são desviados pela ação de campos elétricos ou magnéticos.

d) São capazes de aquecer lâminas metálicas situadas entre os eletrodos.

e) Comportam-se sempre de modo igual, independentemente do gás ou dos eletrodos.