Estrutura Atomica.
- O que é um átomo ?
O atomo é a menor parte da materia. O atomo é constituido por duas partes, o nucleo e a eletrosfera. No nucleo encontramos:
- Protons: Protons tem carga possitiva
- Neutrons: Não tem carga, sua carga é neutra.
- Eletrons: Eletrons tem carga negativa. Eles se encontram na eletrosfera.
A eletrosfera pode ser constituida por 1 (um) ou 7 (sete) camadas de eletrons, cada camada recebe um nome e comporta um número maximo de eletrons.
- K=2; L=8; M=18; N=32; O=32; P=18; Q=2

- Representação de um atomo.

- Número atomico: É a identidade do atomo. Ele corresponde ao número de protons de um atomo (Z)
Em um atomo livre o número de protons corresponde ao número de eletrons. (P=É)
- Massa: A massa de um atomo corresponde a soma do número de protons com o número de neutrons. (A=P+N)
- Representação: A= Número de massa
Z= Número de atomico
P= Número de protons
N= Número de neutrons
E= Número de eletrons
- Isoátonos.
Sao atomos que possuem o mesmo número de Prontons, Neutrons, Eletrons e Massa, eles são mais conhecidos como:

-Isótopos: Possuem o mesmo número de protons, ou seja, possuem o mesmo número atomico (Z) e pertencem ao mesmo elemento quimico
Exe: 16 18
º º
8 8
- Isótonos: Possuem o mesmo número de neutrons e podem ser elementos quimicos diferentes.
Exe: 3
H A= Z+N =; 3= 1+N =; 3-1 =N =; N=2
1
- Isóbaros: Possuem o mesmo número de massa e podem ser elementos quimicos diferentes.
Exe: 50 50
X X
27 25
- Isóeletronico: Possuem o mesmo número de eletrons.
Exe: Al+³
10é

- Teoria atomica.

- Democrito: É conhecido por sua teoria atomica.

- Dalton: Dalton desenvolveu sua teoria atômica numa série de conferências que proferiu na Royal Institution de Londres, nos anos de 1805 e 1804. Em 1807, com o seu consentimento, Thomas Thomson incluiu um sumário da teoria atômica na terceira edição de sua obra System of chemistry (Sistema de química). O próprio Dalton, no ano seguinte, no primeiro volume do seu New system of chemical philosophy (Novo sistema de filosofia química), apresentou as bases de sua nova teoria. Partindo, então, das investigações sobre a composição dos diferentes óxidos de nitrogênio, Dalton estabeleceu a lei das proporções múltiplas, conhecida também como lei de Dalton.
A lei de Dalton pode ser assim enunciada:
Se a massa m de uma substância química S pode combinar-se com as massas m’1, m’2, m’3 etc. de uma substância S’, dando origem a compostos distintos, as massas da substância S’ estarão entre si numa relação de números inteiros e simples.
A teoria atômica de Dalton pode condensar-se nos seguintes princípios:
- Os átomos são partículas reais, descontínuas e indivisíveis de matéria, e permanecem inalterados nas reações químicas;
- Os átomos de um mesmo elemento são iguais e de peso invariável;
- Os átomos de elementos diferentes são diferentes entre si;
- na formação dos compostos, os átomos entram em proporções numéricas fixas 1:1, 1:2, 1:3, 2:3, 2:5 etc.;
- o peso do composto é igual à soma dos pesos dos átomos dos elementos que o constituem.

- Thonson: Estava decidido a defender a teoria corpuscular partindo para a experimentação. Após sucessivas tentativas, conseguiu medir a razão carga / massa dessas partículas e descobriu que seu valor era aproximadamente mil vezes maior que o observado na eletrólise dos líquidos. Imediatamente procurou medir a carga de eletricidade conduzida por vários íons negativos, e chegou à conclusão de que era a mesma tanto na descarga gasosa quanto na eletrólise. Constatava-se, assim, que as partículas constituintes dos raios catódicos eram muito menores que qualquer átomo conhecido, por pequeno que fosse: eram os elétrons.

A primeira vez que anunciou o resultado de suas investigações foi numa conferência na, Royal Institution, a 30 de abril de 1897. Dois anos depois, num congresso realizado em Dover, expôs suas idéias a numerosos colegas, encontrando porém muita hostilidade e pouco crédito. Isso acentuou uma certa tendência para o trabalho independente, embora sempre aconselhasse os alunos a trabalhar em equipe.

- Rutherford: Ernest Rutherford observou que havia dois tipos de raio do urânio: uns mais penetrantes, os raios duros, chamados de beta e outros menos penetrantes, os raios moles, chamados de alfa.

- Observações e conclusões de Rutherford.
Acompanhando o esquema da experiência de Rutherford, siga o roteiro de suas observações:

1- Se admitíssemos o modelo atômico de Thomson, o único efeito esperando seria a, isto é, o feixe de partículas atravessaria incólume a folha de ouro
2- O efeito b mostra que um forte campo positivo repele e desvia a partícula alfa, também positiva. Isto contradiz o modelo de Thomson, que afirma a distribuiçao uniforme de cargas.
3- O efeito c mostra que a particula alfa encontrou algo maciço, capaz de falê-la ricochetear.
Destas observações Rutherford tirou as seguintes conclusões:
1- A grande maioria das partículas alfa passa incólume porque o átomo é um sistema descontínuo, apresentando um grande vazio.
2- Em cada 100 000 partículas alfa uma é desviada ao passar nas proximidades de um concentração de cargas positivas, os prótons, que ocupam a região central do átomo.
3- Em cada 100 000 partículas alfa uma é ricocheteada ao chocar-se com um corpúsculo maciço que ocupa um pequeno volume e que é formado pelos prótons, região central do átomo.

O modelo de Rutherford: o átomo nuclear.
A partir dessas observações e conclusões, Rutherford chegou ao modelo do átomo nuclear. Segundo ele, o átomo é constituido por uma concentração de prótons, formando um núcleo de dimensões reduzidas que contém toda a sua carga positviva e praticamente toda a sua massa. O tamanho reduzido do núcleo explica por que o número de partículas desviadas e ricocheteadas é pequeno, pois a probabilidade de uma partícula alfa passar próxima ao núcleo ou chocar-se com ele é de 1: 100 000.
Para os elétrons, Rutherford encontrou uma explicação que lhe pareceu aceitável: os elétrons giram ao redor do núcleo, mas a uma considerável distância dele, assim como os planetas giram ao redor do sol. Então, para Rutherford, o átomo assemelha-se ao sistema solar.

As novas idéias: o modelo de Bohr.
O cientista dinamarquês Niels Henrik David Bohr (1885-1962) elaborou, em 1913, uma nova teoria sobre a distribuição e movimento dos elétron. A teoria de Bohr parte do modelo atômico de Rutherford que afirma a existência de um pequeno núcleo maciço e positivo, fundamenta-se na teoria quântica da radiação, criada em 1900 pelo ciestista alemão Max Planck (1858-1947).

Primeiro postulado.
Os elétrons descrevem, ao redor do núcleo, órbitas circulares com energia fixa e determinada. Tais órbitas chamam-se órbitas estacionárias.

Segundo postulado.
Os elétrons movimentam-se nas órbitas estacionárias e, nesse movimento, não emitem energia espontaneamente.

Terceiro postulado.
Quando um elétron recebe energia suficiente do exterior, ele salta para outra órbita. Após receber essa energia, o elétron tende a voltar à sua órbita original, devolvendo a energia recebida. A energia recebida e devolvida é igual a diferença das energias das órbitas em que o salto ocorreu.

Então, o elétron não caminha de uma órbita para outra. Ele absorve a energia fornecida até não ser mais permitido ficar na órbita em que se encontra. Aí então, ele salta para a órbita onde sua energia seja permitida. Quando isso ocorre, dizemos que o elétron está exaltado.

O elétro, agora excitado em uma órbita de maior energia, devolve a energia recebida na forma de radiação eletromagnética (luz ou calor) e salta novamente, retornando à sua órbita de origem.

Deste modo, modificado pelas idéias de Bohr, o modelo de Rutherford passa a ter uma explicação teórica aceitável. Assim surge o chamado modelo atômico de Rutherford-Bohr. Este novo modelo inclui os conceitos matemáticos da teoria quântica, entre eles os números quânticos.

Trabalho elaborado por Matheus Carneiro Victorino.