As origens da Química são muito antigas. O homem pré-histórico provavelmente maravilhou-se quando, pela primeira vez, conseguiu produzir o fogo. Aprendeu a cozer alimentos, usar argila para produzir vasos e potes, e talvez tenha descoberto acidentalmente que algumas pedras azuis (minério de cobre), quando aquecidas ao fogo, produziam cobre metálico, e que este, quando aquecido junto com estanho, produzia o bronze.

Portanto, o homem passou pelas “idades” da pedra, do bronze e do ferro, sempre aprendendo a produzir novos materiais.

Por volta do ano 400 a.C., surgem os primeiros conceitos teóricos da Química.

Demócrito e Leucipo, filósofos gregos, afirmavam que toda matéria era constituída por minúsculas partículas, às quais deram o nome de átomos. Essa idéia foi rejeitada por Platão e Aristóteles, que tinham muito maior influência na época.

Apenas em 1650 d.C. o conceito de átomo foi novamente proposto pelo filósofo francês Pierre Cassendi.

Em 1808, John Dalton, baseando-se em várias observações experimentais sobre gases e reações químicas, forneceu a primeira idéia científica do átomo, chamada de “Teoria Atômica”.

1. Modelo Atômico de Dalton

John Dalton, professor inglês, propôs, baseado em suas experiências, uma explicação da natureza da matéria. Os principais postulados da teoria de Dalton são:

1. “Toda matéria é composta por minúsculas partículas chamadas átomos”.

2. “Os átomos de um determinado elemento são idênticos em massa e apresentam as mesmas propriedades químicas”.

3. “Átomos de elementos diferentes apresentam massa e propriedades diferentes”.

4. “Átomos são permanentes e indivisíveis e não podem ser criados, nem destruídos”.

5. “As reações químicas comuns não passam de uma reorganização dos átomos”.

6. “Os compostos são formados pela combinação de átomos de elementos diferentes em proporções fixas”.

As idéias de Dalton permitiram, na época, explicar com sucesso por que a massa é conservada durante uma reação química (Lei de Lavoisier) e também a lei da composição definida (Lei de Proust) .

2. Modelo Atômico de Thomson

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".

3. Modelo Atômico de Rutherford

Em 1911, Ernest Rutherford, estudando a trajetória de partículas a (partículas positivas) emitidas pelo elemento radioativo polônio, bombardeou uma lâmina fina de ouro. Ele observou que a maioria das partículas a 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.

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.

4. Modelo Atômico Clássico

As partículas positivas do núcleo foram chamadas de prótons.

Em 1932, Chadwick isolou o nêutron, cuja existência já era prevista por Rutherford.

Portanto, o modelo atômico clássico é constituído de um núcleo, onde se encontram os prótons e nêutrons, e de uma eletrosfera, onde estão os elétrons orbitando em torno do núcleo.

Adotando-se como padrão a massa do próton, observou-se que sua massa era praticamente igual à massa do nêutron e 1836 vezes mais pesada que o elétron, concluindo-se que:

Prótons, nêutrons e elétrons são denominados partículas elementares ou fundamentais.

Algumas características físicas das partículas atômicas fundamentais:

Modelo Atômico Rutherford-Bohr

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).

5. Ao voltar ao nível mais interno, o elétron emite um quantum de energia, na forma de luz de cor bem definida ou outra radiação eletromagnética (fóton).

6. Cada órbita é denominada de estado estacionário e pode ser designada por letras K, L, M, N, O, P, Q. As camadas podem apresentar:

K = 2 elétronsL = 8 elétronsM = 18 elétronsN = 32 elétronsO = 32 elétronsP = 18 elétronsQ = 2 elétrons

7. Cada nível de energia é caracterizado por um número quântico (n), que pode assumir valores inteiros: 1, 2, 3, etc.

Modelos Atômicos

  - Modelo Atômico de Thomson (1898)

Com a descoberta dos prótons e elétrons, Thomson propôs um modelo de átomo no qual os elétrons e os prótons, estariam uniformemente distribuídos, garantindo o equilíbrio elétrico entre as cargas positiva dos prótons e negativa dos elétrons.

 

  - Modelo Atômico de Rutherford (1911)

Rutherford bombardeou uma fina lâmina de ouro (0,0001 mm) com partículas "alfa" (núcleo de átomo de hélio: 2 prótons e 2 nêutrons), emitidas pelo "polônio" (Po), contido num bloco de chumbo (Pb), provido de uma abertura estreita, para dar passagem às partículas "alfa" por ele emitidas. Envolvendo a lâmina de ouro (Au), foi colocada uma tela protetora revestida de sulfeto de zinco (ZnS).

 

  Observando as cintilações na tela de ZnS, Rutherford verificou  que muitas partículas "alfa" atravessavam a lâmina de ouro, sem sofrerem desvio, e poucas partículas "alfa" sofriam desvio. Como as partículas "alfa" têm carga elétrica positiva, o desvio seria provocado por um choque com outra carga positiva, isto é, com o núcleo do átomo, constituído  por prótons.

 

Assim, o átomo seria um imenso vazio, no qual o núcleo ocuparia uma pequena parte, enquanto que os elétrons o circundariam numa região negativa chamada de eletrosfera, modificando assim, o modelo atômico proposto por Thomson.

   

- Os Postulados  de Niels Bohr (1885-1962)

De acordo com o modelo atômico  proposto por Rutherford, os elétrons ao girarem  ao redor do núcleo, com o tempo perderiam energia, e se chocariam com o mesmo. Como o átomo é uma estrutura estável, Niels Bohr formulou uma teoria (1913) sobre o movimento dos elétrons, fundamentado na Teoria Quântica da Radiação (1900) de Max Planck.

A teoria de Bohr fundamenta-se nos seguintes postulados: 1º postulado: Os elétrons descrevem órbitas circulares estacionárias ao redor do núcleo, sem emitirem nem absorverem energia. 

2º postulado: Fornecendo energia (elétrica, térmica, ....) a um átomo, um ou mais elétrons a absorvem e saltam para níveis mais afastados do núcleo. Ao voltarem as suas órbitas originais, devolvem a energia recebida em forma de luz (fenômeno observado, tomando como  exemplo, uma barra de ferro aquecida ao rubro). 

....

Teoria Quântica

De acordo com Max Planck (1900), quando uma partícula passa de uma situação de maior para outra de menor energia ou vice-versa, a energia é perdida ou recebida em "pacotes" que recebe o nome de quanta (quantum é o singular de quanta). O quantum é o pacote fundamental de energia e é indivisível. Cada tipo de energia tem o seu quantum. A Teoria Quântica permitiu a identificação dos elétrons de um determinado átomo, surgindo assim  os "números quânticos".

- Modelo Atômico de Sommerfeld (1916)

Ao pesquisar o átomo, Sommerfeld concluiu que os elétrons de um mesmo nível, ocupam órbitas de trajetórias diferentes (circulares e elípticas) a que denominou de subníveis, que podem ser de quatro tipos:  s , p , d , f .

     

- Contribuição de Broglie

Em 1923, Louis Broglie mostrou, através de uma equação matemática, que "qualquer corpo em movimento estaria associado a um fenômeno ondulatório". Desta maneira o elétron apresenta a natureza de uma partícula-onda, obedecendo assim, às leis dos fenômenos ondulatórios, como acontece com a luz e o som.   - Teoria da Mecânica Ondulatória

Em 1926, Erwin Shröringer formulou uma teoria chamada de "Teoria da Mecânica Ondulatória" que determinou o conceito de "orbital" . Orbital é a região do espaço ao redor do núcleo onde existe a máxima probalidade de se encontrar o elétron.   O orbital  s  possui forma esférica ...................

 

e os orbitais  p  possuem forma de halteres. ............ 

MODELO ATÔMICO DE DALTON

A matéria é constituída de diminutas partículas amontoadas como laranjas

A matéria é constituída de diminutaspartículas amontoadascomo laranjas.

Vários pensadores propuseram que a matéria seria constituída por átomos, assim como havia pensado Demócrito e Leucipo. Todavia, até a primeira metade do século XIX, esse modelo ainda não era aceito pela comunidade científica.

Em 1808, o cientista inglês John Dalton publicou um livro apresentando sua teoria sobre a constituição atômica da matéria. O seu trabalho foi amplamente debatido pela comunidade científica e, apesar de ter sido criticado pelos físicos famosos da época, a partir de segunda metade do século XIX os químicos começaram a se convencer, pela inúmeras evidências, de que tal modelo era bastante plausível.

O modelo de Dalton baseava-se nas seguintes hipóteses:

- Tudo que existe na natureza é composto por diminutas partículas denominadas átomos;

- Os átomos são indivisíveis e indestrutíveis;

- Existe um número pequeno de elementos químicos diferentes na natureza;

- Reunindo átomos iguais ou diferentes nas variadas proporções, podemos formar todas as matérias do universo conhecidos;

Para Dalton o átomo era um sistema contínuo.

Apesar de um modelo simples, Dalton deu um grande passo na elaboração de um modelo atômico, pois foi o que instigou na busca por algumas respostas e proposição de futuros modelos.

Fonte: www.mundodoquimico.hpg.ig.com.br

MODELO ATÔMICO DE DALTON

John Dalton

John Dalton (1766-1844) é considerado o fundador da teoria atômica moderna. Nasce em Eaglesfield, Inglaterra. Menino prodígio, aos 12 anos de idade substitui seu professor na Quaker's School de Eaglesfield. Dedica toda sua vida ao ensino e à pesquisa.

Leciona em Kendal e Manchester. Desenvolve trabalhos significativos em vários campos: meteorologia, química, física, gramática e lingüística. Seu nome passa à história da ciência tanto por suas teorias químicas quanto pela descoberta e descrição de uma anomalia da visão das cores: o daltonismo. Observador atento, Dalton percebe, ainda jovem, sua cegueira para algumas cores.

Pesquisa o fenômeno em outras pessoas e observa que a anomalia mais comum é a impossibilidade de distinguir o vermelho e o verde. Em alguns casos, a cegueira cromática é mais acentuada para o campo do vermelho (protanopsia). Em outros, para o campo do verde (deuteranopsia). Certas pessoas sofrem de daltonismo apenas em circunstâncias especiais, e poucas são cegas para todas as cores.

Modelo atômico de Dalton

John Dalton apresenta sua teoria atômica em uma série de conferências realizadas na Royal Institution de Londres, entre 1803 e 1807.

Para ele, toda matéria é constituída por partículas indivisíveis os – átomos. Retomando as definições dos antigos atomistas gregos, considera os átomos como partículas maciças, indestrutíveis e intransformáveis, ou seja, não seriam alterados pelas reações químicas. Associa cada tipo de átomo a um determinado elemento químico.

Os átomos de um mesmo elemento seriam todos iguais na massa, tamanho e demais qualidades.

Essa idéia prevalece até 1921, quando são descobertos os isótopos átomos de um mesmo elemento com massas diferentes. Dalton explica as reações químicas como resultado da separação ou da união entre átomos e usa o termo "átomos compostos" para designar as ligações entre essas partículas. O peso (massa) de um composto seria igual à soma dos pesos de cada átomo que o constitui.

Fonte: www.conhecimentosgerais.com.br

MODELO ATÔMICO DE DALTON

OS PRIMEIROS MODELOS ATÔMICOS

Alguns filosófo da Grécia Antiga já admitiam que toda e qualquer matéria seria formada por minúsculas partículas indivisíveis, que foram denominadas átomos (a palavra átomo, em grego, significa indivisível).

No entanto, foi somente em 1803 que o cientista inglês John Dalton, com base em inúmeras experiências, conseguiu provar cientificamente a idéia de átomo. Surgia então a teoria atômica clássica da matéria. Segundo essa teoria, quando olhamos, por exemplo, para um grãozinho de ferro, devemos imaginá-lo como sendo formado por um aglomerado de um número enorme de átomos.

Os principais postulados da Teoria Atômica de Dalton são:

a matéria é formada por partículas extremamente pequenas chamadas átomos;

os átomos são esferas maciças, indestrutíveis e intransformáveis;

átomos que apresentam mesmas propriedades (tamanho, massa e forma) constituem um elemento químico;

átomos de elementos diferentes possuem propriedades diferentes;

os átomos podem se unir entre si formando "átomos compostos";

uma reação química nada mais é do que a união e separação de átomos.

Modelo atômico de Thomson

E sabia-se que elétrons eram liberados por emissão termoiônica (de um metal a alta temperatura), no efeito fotoelétrico e no decaimento b de certos elementos radioativos.

Evidentemente que os elétrons podiam ser considerados como constituintes básicos dos átomos.

No modelo de J. J. Thomson, proposto em 1904, o átomo era considerado como um tipo de fluido com uma distribuição esférica contínua de carga positiva onde se incrustavam um certo número de elétrons, com carga negativa, o suficiente para neutralizar a carga positiva (Figura Abaixo).

 

O modelo tinha como hipótese a existência de configurações estáveis para os elétrons ao redor das quais estes oscilariam.

Contudo, segundo a teoria eletromagnética clássica, não pode existir qualquer configuração estável num sistema de partículas carregadas se a única interação entre elas é de caráter eletromagnético.

Além disso, como qualquer partícula com carga elétrica em movimento acelerado emite radiação eletromagnética, o modelo tinha como outra hipótese que os modos normais das oscilações dos elétrons deveriam ter as mesmas freqüências que aquelas que se observavam associadas às raias dos espectros atômicos.

Mas não foi encontrada qualquer configuração para os elétrons de qualquer átomo cujos modos normais tivessem qualquer uma das freqüências esperadas.

De qualquer modo, o modelo de Thomson foi abandonado principalmente devido aos resultados do experimento de Rutherford.

Fonte: www.ufsm.br

Modelo Atômico de Thomson

O modelo atômico de Thomson (também conhecido como modelo do pudim de passas ou ainda como modelo do bolo de ameixa) é uma teoria sobre a estrutura atômica proposta por Joseph John Thomson, descobridor do elétron e da relaçao entre a carga e a massa do elétron, antes do descobrimento do próton ou do neutron.

Neste modelo, o átomo é composto de elétrons embebidos numa sopa de carga positiva, como as passas num pudim. Acreditava-se que os elétrons distribuiam-se uniformemente no átomo.

Em outras oportunidades, postulava-se que no lugar de uma sopa de carga positiva seria uma núvem de carga positiva.

O modelo de Thomson foi superado após a experiência de Rutherford, quando foi descoberto o núcleo do átomo, originando um novo modelo atômico conhecido como modelo atômico de Rutherford.

Fonte: pt.wikipedia.org

Modelo atômico de Thomson

Em 1897, o físico inglês J.J. Thomson demonstrou que os raios catódicos poderiam ser interpretados como um feixe de partículas carregadas que foram chamadas de elétrons. A atribuição de carga negativa aos elétrons foi arbitrária.

Thomson concluiu que o elétron deveria ser um componente de toda matéria, pois observou que a relação e/m para os raios catódicos tinha o mesmo valor, qualquer que fosse o gás colocado na ampola de vidro.

Em 1899, Thomson apresentou o seu modelo atômico: uma esfera de carga positiva na qual os elétrons, de carga negativa, estão distribuídos mais ou menos uniformemente. A carga positiva está distribuída, homogeneamente, por toda a esfera.

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Modelo atômico de Rutherford

(1871 - 1937)

Os progressos da química, ao fim do século XVIII, haviam reedificado a teoria atômica sobre alicerces mais científicos do que as meras especulações de Demócrito.

Mas a concepção ainda era algo ingênua, como se cada átomo fosse apenas um pedacinho invisível de matéria, com as mesmas propriedades da substância em que estivesse integrado. Quase cem anos se passaram, antes que as propriedades do átomo começassem a ser desvendadas.

Em fins do século XIX, já se havia detectado a presença do elétron, partícula atômica dotada da menor quantidade de eletricidade, em termos absolutos.

Nessa altura das pesquisas, a pergunta maior era a seguinte: como estão dispostos e integrados no átomo esses misteriosos elétrons?

As respostas a essa e a muitas outras questões viriam a ser dadas por um físico neozelandês, que chegaria a provocar artificialmente a destruição e a transmutação de núcleos do átomo. Com seu trabalho, Ernest Rutherford deu importante contribuição para que a física atômica pudesse seguir o curso de evolução que a trouxe ao estágio de hoje.

Os primeiros tempos da vida de Rutherford enquadram-se no lugar-comum de tantas outras biografias de grandes personagens.

O pai, um escocês que emigrara para a Nova Zelândia, vivia de consertos de carruagens, na cidade de Nelson, quando Ernest nasceu, a 30 de agosto de 1871.

O futuro cientista era apenas o quarto filho do casal: outros nove viriam para onerar ainda mais o minguado orçamento da família.

Mas a Nova Zelândia era uma terra de novas oportunidades, nessa época. Num esforço empreendedor, o velho Rutherford conseguiu iniciar uma fiação de linho e com ela prosperou.

Não que enriquecesse. Mas pôde dispor de recursos para custear a educação de alguns filhos, especialmente Ernest, que se destacava pela inteligência e versátil curiosidade: tanto obtinha boas notas em matemática, física e química, quanto em disciplinas literárias, especialmente latim, francês e inglês.

Durante toda a vida nutriu verdadeira paixão pela leitura.

Aos dezessete anos, entrou na Universidade da Nova Zelândia, no anexo conhecido como Christ Church College. As despesas com livros e subsistência eram garantidas por modesta bolsa de estudo, além da renda de aulas particulares que dava a companheiros mais atrasados.

Quase todas as suas preocupações eram voltadas para o estudo, com uma importante exceção: Mary Newton, filha da viúva que mantinha a pensão onde Ernest morava. Fora esse namoro, dividia seu tempo entre bibliotecas e laboratórios.

Interessado nas pesquisas de Hertz sobre ondas eletromagnéticas, montou algumas geringonças num canto da cantina universitária e tanto mexeu com os aparelhos rudimentares, que acabou colhendo material para alguns artigos, publicados por periódicos científicos da época.

Mas a Nova Zelândia, decididamente, não tinha muito a oferecer ao jovem cientista. A pesquisa científica moderna, de crescente complexidade, exigia equipamento caro, livros de circulação limitada, ambiente de colegas especializados.

As grandes descobertas e as grandes invenções tendiam cada vez mais a surgir junto às grandes concentrações econômicas, em torno das quais desenvolveram-se os mais importantes centros científicos.

Para sua sorte, Rutherford teve oportunidade de acesso a um desses centros. O Príncipe Albert, marido da Rainha Vitória, tinha a preocupação de projetar-se como elemento atuante, para desfazer a tradicional imagem do príncipe consorte, tido corno personagem meramente figurativo.

Dentro desse programa, ofereceu uma cátedra a jovens cientistas no Trinity College, da Inglaterra. Rutherford, recentemente diplomado mas já possuidor de certa reputação, candidatou-se ao lugar e foi escolhido. Para a longa viagem de Ernest, o pai teve que contrair dívidas e financiar parte do empreendimento.

Em 1893, com 22 anos, Rutherford já se aprofundava em matemática e física, sob a orientação de J. J. Thomson, descobridor do elétron.

(Rutherford em seu laboratório)

Na época, uma equipe de cientistas do Laboratório Cavendish pesquisava o novo e fascinante mundo das radiações. Os raios X haviam sido descobertos recentemente por Roentgen e, em 1896, Becquerel havia relatado suas descobertas relativas a misteriosas radiações que emanavam de certos elementos.

Ao estudar as radiações do urânio, Rutherford descobriu que elas eram de pelo menos duas naturezas diferentes, pois o feixe se bipartia ao passar por um campo magnético e cada parte seguia então sentido oposto ao da outra.

Propôs que elas fossem designadas como radiação alfa e radiação beta, denominações que se mantêm ainda hoje.

O fato de serem sensíveis à ação magnética sugeria que essas radiações fossem constituídas por feixes de partículas carregadas eletricamente, uma pista fundamental para estudos posteriores.

A descoberta ampliou o prestígio científico de Rutherford e resultou na conquista da cátedra de Física na Universidade McGill, do Canadá. Com a situação financeira melhorada e consolidada, Ernest pôde desposar, em 1900, a noiva neozelandesa que o esperava desde os tempos de estudante universitário.

Entretanto, novas radiações iam sendo descobertas. Por exemplo, as do tório, que eram particularmente desconcertantes: ao contrário do que se verificava nos casos do óxido de urânio e da pechblenda, as radiações do tório não pareciam afetadas pela ação de campos magnéticos.

Eram radiações eletromagnéticas, como a luz e os raios X. Esse tipo de radiação recebeu o nome de raios gama, por sua descoberta ter sucedido à dos raios alfa e beta.

A respeito dos raios gama, Rutherford formulou a hipótese de que a radiatividade, afinal, não se tratava de um fenômeno comum a todos os átomos, mas somente aos de certa categoria, que se desgastavam continuamente, ao perderem energia com as partículas emitidas.

Essa transformação de teor energético de tais átomos, naturalmente, implicava a idéia de que os elementos radiativos, com o passar do tempo, transmutavam-se em outros elementos, de massa atômica mais baixa. Para verificação dessa revolucionária

concepção da radiatividade, Rutherford empreendeu numerosas experiências, em colaboração com Soddy.

De tais estudos resultou o livro Radiatividade, tratado fundamental dos problemas referentes ao assunto, verdadeiro marco na história do progresso científico.

Coberto de prestígio, Rutherford recebeu convites que lhe permitiram deixar o Canadá e voltar à Inglaterra, onde assumiu a direção do laboratório universitário de Manchester, então um dos mais bem aparelhados do mundo.

Aí, a partir de 1907, pôde colaborar com outros físicos de renome, entre eles H. Geiger, inventor do famoso detetor de partículas ionizantes, que leva seu nome.

O fim do século XIX e início do século XX constituíram um tempo de seguidas revoluções científicas. No apogeu do colonialismo, a Europa atravessava uma fase de prosperidade econômica, que permitia a aplicação de recursos econômicos para sustento de cientistas e financiamento de pesquisas.

Pierre e Maríe Curie haviam isolado o rádio e descoberto o polônio, dois produtos da desintegração natural de átomos de elementos de maior massa.

Para Rutherford, isso equivalia à descoberta de dois degraus de uma longa escada: à medida que ia emitindo radiação, o urânio deveria converter-se progressivamente em outros elementos; um era o rádio, o outro o polônio. E os demais? Onde terminaria, se é que de fato terminava, a escala de desintegrações sucessivas?

Rutherford e seus colaboradores iniciaram estudos a respeito e, em poucos meses, conseguiram descrever todas as famílias radiativas.

No degrau mais alto, o urânio; no mais baixo de todos, o chumbo, em que já não mais existia radiatividade. Entre esses dois extremos, todos os elementos radiativos intermediários, resultantes da "degradação" radiativa, isto é, da desintegração.

Foi um importante trabalho, que resultou no reconhecimento universal do mundo científico e na maior recompensa que se pode dar a um pesquisador, o prêmio Nobel de Física, conferido a Rutherford em 1908.

Mas, ao contrário do que ocorreu a tantos outros cientistas, o Prêmio Nobel não marcou o coroamento da carreira de Rutherford. Suas maiores contribuições ainda estavam por vir.

(Experiência de Rutherford)

Em 1908, Rutherford realizou uma famosa experiência, na qual bombardeou com partículas alfa uma folha de ouro delgadíssima.

Verificou que a grande maioria das partículas atravessava a folha sem se desviar. Concluiu, com base nessas observações e em cálculos, que os átomos de ouro - e, por extensão, quaisquer átomos - eram estruturas praticamente vazias, e não esferas maciças.

Numa minúscula região de seu interior estaria concentrada toda a carga positiva, responsável pelo desvio de um pequeno número de partículas alfa.

Distante dessa região, chamada núcleo, circulariam os elétrons. Isso convenceu Rutherford de que o átomo deveria ser um sistema semelhante ao solar: um núcleo central grande, rodeado de partículas móveis. Esse é o famoso modelo atômico de Rutherford.

(Modelo atômico de Rutherford)

Baseado na concepção de Rutherford, o físico dinamarquês Niels Bohr idealizaria mais tarde um novo modelo atômico.

Com o advento da Primeira Guerra Mundial, Rutherford interrompeu seus trabalhos. Enquanto muitos de seus alunos e colaboradores foram convocados, ele próprio teve

que se ocupar com pesquisas de objetivo militar, a serviço do Almirantado Britânico, setor de guerra anti-submarina.

Só depois da guerra foi que o cientista retomou seus estudos a respeito do núcleo do átomo. Mais experiente nas manipulações com partículas alfa, acabou por realizar um velho sonho dos alquimistas, o da conversão de um elemento natural em outro.

Ao converter nitrogênio em oxigênio, por bombardeamento eletrônico, Rutherford conseguia realizar a primeira transmutação provocada artificialmente.

Equipamento utilizado por Rutherford

Rutherford viveu numa época em que a tecnologia ainda não havia assumido a importância que tem hoje. Pensava-se em ciência ainda com certo romantismo. Os cientistas ainda não sofriam o peso das solicitações de ordem prática, tal como atualmente acontece.

Como Einstein e outros contemporâneos, Rutherford viveu bastante despreocupado em relação a problemas individuais, num estilo de dignidade afável, sempre mantendo um moderado senso de humor. Quando morreu, a 19 de outubro de 1937, muitos foram os que lembraram, nos necrológios, o que dele haviam dito anos antes: "Sempre carregou a glória com indiferença".

Fonte: geocities.yahoo.com.br

Modelo atômico de Rutherford

Modelo de um átomo de Rutherford

O modelo atômico de Rutherford, também conhecido como modelo planetário do átomo, é uma teoria sobre a estrutura do átomo proposta pelo físico neozelandês Ernest Rutherford, e está intimamente relacionado à experiência de Rutherford.

Segundo esta teoria, o átomo teria um núcleo positivo, que seria muito pequeno em relação ao todo mas teria grande massa e, ao redor deste, os elétrons, que descreveriam órbitas circulares em altas velocidades, para não serem atraídos e caírem sobre o núcleo.

A eletrosfera - local onde se situam os elétrons - seria cerca de dez mil vezes maior do que o núcleo atômico, e entre eles haveria um espaço vazio.

A falha do modelo de Rutherford é mostrada pela teoria do electromagnetismo, de que toda partícula com carga elétrica submetida a uma aceleração origina a emissão de uma onda electromagnética.

O elétron em seu movimento orbital está submetido a uma aceleração centrípeta e, portanto, emitirá energia na forma de onda eletromagnética.

Essa emissão, pelo Princípio da conservação da energia, faria com que o elétron perdesse energia cinética e potencial, caindo progressivamente sobre o núcleo, fato que não ocorre na prática.

Esta falha foi corrigida pelo Modelo atômico de Bohr.

O Átomo Impossível

Os problemas com o modelo do átomo de Rutherford foram resolvidos de uma forma surpreendente pelo jovem físico dinamarquês Niels Bohr. Em 1912, Bohr determinou algumas leis para explicar o modelo pelo qual os elétrons giram em órbita ao redor do núcleo atômico. O que tornou sua abordagem especialmente interessante foi que ele não tentou justificar suas leis ou encontrar razões para elas. As leis faziam muito pouco sentido, quando comparadas com as teorias já bem estabelecidas da Física. Com efeito, Bohr dizia: "Aqui estão algumas leis que parecem impossíveis, porém elas realmente correspondem ao modo como os sistemas atômicos parecem funcionar, de forma que vamos usá-las.

Bohr começou por presumir que os elétrons em órbita não descreviam movimento em espiral em direção ao núcleo. Isto contradizia tudo que se conhecia de eletricidade e magnetismo, mas adaptava-se ao modo pelo qual as coisas aconteciam.

Nesta ocasião Bohr determinou suas duas leis para o que realmente ocorre.

Primeira Lei: os elétrons podem girar em órbita somente a determinadas distâncias permitidas do núcleo.

Considere o átomo de hidrogênio, por exemplo, que possui apenas um elétron girando ao redor do núcleo. Os cálculos de Bohr mostraram quais as órbitas possíveis. A figura mostra as cinco primeiras destas órbitas permitidas. A primeira órbita situa-se um pouco além de umÂngstron do núcleo (0,529 Ângstron). A segunda órbita permitida situa-se em um pouco mais de que 2 Ângstron do núcleo (2,116 Ângstron).

Embora a figura mostre apenas as cinco primeiras órbitas, não existe limite para o número de órbitas teoricamente possíveis. Por exemplo, a centésima órbita de Bohr para o átomo de hidrogênio estaria dez mil vezes mais afastada do núcleo do que a primeira órbita, a uma distância de 5.290 Ângstron.

Órbitas de Bohr para o átomo de hidrogênio:

Entretanto, as órbitas extremamente distantes, tais como a décima, a vigésima ou a centésima órbita, são improváveis. É bastante provável que um elétron em uma órbita distante fosse perdido pelo átomo. Em outras palavras outro átomo o arrebataria, ou

uma onda de energia eletromagnética o deixaria a esmo como um "elétron livre" movendo-se através do espaço entre os átomos. Por conseguinte, as órbitas mais importantes, aquelas que desempenham um papel principal na produção do espectro linear de um átomo, são as órbitas mais internas.

É uma lei bastante estranha esta de os elétrons poderem ocupar apenas determinadas órbitas fixas. Isto significa dizer que a maioria das órbitas seriam impossíveis. Um elétron de hidrogênio não poderia girar numa órbita a 0,250, 1,000 ou 2,150 Ângstron; as únicas órbitas permitidas são as enumeradas na figura.

Este é um comportamento muito diferente daquele dos objetos que nos cercam. Suponha que uma bola arremessada de uma sala só pudesse seguir 2 ou 3 trajetos determinados, em vez das centenas de trajetos diferentes que ela realmente pode seguir. Seria como se a sala tivesse trajetos invisíveis orientando a bola. Assim, a lei de Bohr afirma que os elétrons agem como se o espaço ao redor do núcleo atômico possuísse trajetos invisíveis. Mas Bohr não deu justificativa para esta estranha situação.

Neste ponto chegamos à Segunda lei de Bohr

Segunda Lei: um átomo irradia energia quando um elétron salta de uma órbita de maior energia para uma de menor energia.

Além disso, um átomo absorve energia quando um elétron é deslocado de uma órbita de menor energia para uma órbita de maior energia.

Em outras palavras, os elétrons saltam de uma órbita permitida para outra à medida que os átomos irradiam ou absorve energia. As órbitas externas do átomo possuem mais energia do que as órbitas internas. Por conseguinte, se um elétron salta da órbita 2 para a órbita 1, há emissão de luz, por outro lado, se luz de energia adequada atingir o átomo, esta é capaz de impelir um elétron da órbita 1 para a órbita 2. Neste processo, a luz é absorvida.

A linha vermelha no espectro atômico é causada por elétrons saltando da terceira órbita para a segunda órbita.

A linha verde-azulada no espectro atômico é causada por elétrons saltandoda quarta órbita para a segunda órbita.

linha azul no espectro atômico é causada por elétrons saltandoda quinta órbita para a segunda órbita.

A linha violeta mais brilhante no espectro atômico é causada por elétrons saltandoda sexta órbita para a segunda órbita.

É interessante notar que os comprimentos de onda da luz encontrada no espectro do hidrogênio corresponde à diferentes órbitas. (O comprimento de onda guarda relação com a energia. Os menores comprimentos de onda de luz significam vibrações mais rápidas e maior energia). Por exemplo, a linha verde-azulada no espectro linear do hidrogênio é causada por elétrons que saltam da Quarta órbita para a Segunda órbita. A figura mostra como cada linha no espectro resulta de um determinado salto de elétrons.

Observe que todos os saltos na figura são de órbitas de maior nível para a órbita 2. O salto de mais baixa energia é o da terceira órbita para a segunda, e este salto produz a linha vermelha a 6,563 Ângstron. Finalmente, existe uma série de linhas na extremidade violeta do espectro, produzida por elétrons que saltam de órbitas externas distantes para a Segunda órbita.

No caso dos átomos de hidrogênio, somente os saltos para a Segunda órbita produzem linhas espectrais na parte visível do espectro. Os saltos para a primeira órbita produzem irradiação ultravioleta ondas mais curtas do que as luminosas, ao passo que os saltos para a Terceira, Quarta e Quinta órbita produzem irradiação infravermelha (ondas mais longas do que as luminosas).

As órbitas determinadas por Bohr e a forma pela qual os elétrons saltam entre estas destruíram a antiga imagem dos elétrons girando em espiral em direção do núcleo. Também anulara a existência de radiação atômica ser um espectro luminoso contínuo, e responsável pelo espectro linear.

Era tudo muito estranho. As idéias arrojadas e imaginativas de Bohr engendraram algo que funcionava muito bem. Mas nem Bohr nem ninguém poderia compreender exatamente como funcionava.