Profa Ana Beatriz Maselli

O antigo filósofo Leucipo, por exemplo, acreditava que o átomo era constituído por partículas minúsculas.

Depois dessa definição, foi proposto por Demócrito e Dalton que as partículas atômicas eram maciças e indivisíveis. 

Fato este contestado mais tarde por Thomson, um físico inglês que descobriu a existência do elétron e pôde, então, confirmar a ideia antes proposta por Leucipo. 

Depois dessa descoberta, Thomson apresentou um modelo no qual o átomo era formado por uma esfera de cargas positivas e dentro do núcleo existiam elétrons. 

 

Modelo do átomo de Thomson – Numa esfera de massa uniformemente distribuída carregada positivamente, 

estariam incrustados elétrons de carga negativa, como em um pudim.

Desde a antiguidade o homem se interessa em responder a pergunta sobre a constituição da matéria.

Através de todo o estudo sobre o átomo, Rutherford e sua equipe chegaram, em 1911, a um modelo atômico, que chamaram de modelo planetário do átomo.

 

 Em 1913, Niels Bohr decifrou o modelo atômico, aplicando aos seus estudos o quantum de ação descoberto por Planck. O quantum de ação era, na verdade, o grande curinga que viria a concluir e esclarecer o modelo atômico.

Ernest Rutherford e Niels Bohr

Do átomo de Rutherford ao átomo de Bohr

Partículas Fundamentais

Os físicos dividem as partículas atômicas fundamentais em três categorias: quarks, léptons e bósons. Os léptons são partículas leves como o elétron.

Foi o cientista americano Linus C. Pauling quem apresentou a teoria até o momento mais aceita para a distribuição eletrônica.Sobre Pauling, é sempre interessante citar que ele foi duas vezes laureado com o Prêmio Nobel. O de química em 1954, por suas descobertas sobre as ligações atômicas, e o da Paz em 1962, por sua militância contra as armas nucleares.Nos seus últimos anos de vida, publicou um trabalho relatando que concentrações significativas de vitamina C podem impedir a duplicação do vírus HIV. Foi um pesquisador ativo até a sua morte, quando atuava como Diretor de Pesquisa no Instituto Linus Pauling de Ciências e Medicina, em Palo Alto.

Os átomos possuem até 7 camadas eletrônicas :

Os sub-níveis eletrônicos são quatro, s, p, d, f. para os átomos naturais.

O sub-nível s comporta no máximo 2 elétrons.O sub-nível p comporta no máximo 8 elétrons.O sub-nível d comporta no máximo 10 elétrons.O sub-nível f comporta no máximo 14 elétrons.

Esquema da distribuição das camadas e subcamadas eletrônicas de Linus Pauling

Camada

Nível

Subnível Total de elétrons

s2 p6 d10 f14

K 1 1s       2L  2  2s 2p     8M  3 3s  3p  3d    18 N  4  4s  4p  4d  4f  32 O  5  5s  5p  5d  5f  32 P 6  6s  6p  6d    18 Q  7  7s   7p     8 

Pauling apresentou esta distribuição dividida em níveis e subníveis de energia, em que os níveis são as camadas e os subníveis divisões destes (representados pelas letras s, p, d, f), possuindo cada um destes subníveis também um número máximo de elétrons.

Quando combinados níveis e subníveis, a tabela de distribuição eletrônica assume a seguinte configuração: 

Subnível

Número máximo

de elétrons

Nomenclatura

s 2 s2

p 6 p6

d 10 d10

f 14 f14

Os elétrons se distribuem segundo o nível de energia de cada subnível, numa seqüência crescente em que ocupam primeiro os subníveis de menor energia e, por último, os de maior.

NÚMERO ATÔMICO (Z) E NÚMERO DE

MASSA (A)

Tomando o modelo de Rutherford–Bohr como objeto de estudo, podemos definir alguns tópicos básicos que vão nortear nossos estudos.

Número atômico (Z): n.° de prótons (P) no núcleo de um átomo.

Z = pO número atômico caracteriza um elemento químico. Número de massa (A): O número de massa é a soma dos prótons (P) e nêutrons (N) do núcleo de um átomo.

A = P + N ou A = Z + N

Um átomo (X) será representado assim: zAX ou zXA

Átomo neutro – Aquele em que o número de prótons é igual ao número de elétrons.

Exemplo: 11Na23 e 8O16

Íon: espécie química cujo número de prótons é diferente do número de elétrons.

Cátions: formados por retiradas de um ou mais elétrons da eletrosfera de um átomo: íon carregado positivamente.

Exemplos:

11Na 1+ = perdeu 1 elétron

Ânions: formados quando adicionamos um ou mais elétrons à eletrosfera de um átomo:

íon carregado negativamente.

Exemplos:

8O2- = ganhou 2 elétrons

17Cl1- = ganhou 1 elétron

RELAÇÕES ENTRE OS ÁTOMOS Isótopos: Átomos com o mesmo número de prótons no

núcleo, porém, números de massa diferentes.

Isótopos do elemento oxigênio: 8O16      8O17    8O 18

Isótopos do elemento potássio: 19K39     19K40   19K41

Isótopos do elemento hidrogênio:

ISÓBAROS: Átomos com o mesmo número de massa (A) São átomos de diferentes elementos (de

números atômicos diferentes). Exemplo:

Argônio : 18 Ar 40

Cálcio : 20 Ca 40

ISÓTONOS: Átomos com o mesmo número de nêutrons. Exemplo:

Boro: 5B11 n = 6

Carbono: 6C12 n = 6

ISOELETRÔNICOS: Elementos químicos diferentes que possuem a mesma quantidade de elétrons. Exemplo:

Magnésio: 12Mg 2+ = 10 elétrons

Flúor: 9F 1- = 10 elétrons

Nitrogênio: 7N3- = 10 elétrons