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Modelos Atômicos III

Ernest Rutherford (1871 – 1937)

Rutherford é considerado o pai da química nuclear, pois distinguiu os raios alfa e beta, raios com os quais fez testes e chegou a um novo modelo atômico, introduzindo o conceito de núcleo atômico.

Esses raios alfa e beta (também há os raios gama) são partículas radioativas que são emitidas por alguns elementos da natureza. Os raios alfa são carregados positivamente, sendo formados por 2 prótons e 2 nêutrons (devido a essa formação, costumamos dizer que a partícula alfa é formada por um núcleo de hélio). Já os raios beta são de carga negativa, sendo menos energéticos que os raios alfa, porém, mais penetrantes.

Em 1911, Rutherford fez uma experiência que o levou a questionar o modelo atômico imaginado por Thomson. O cientista utilizou um pedaço de metal polônio e uma lâmina muito fina de ouro. O metal emitiu partículas alfa que atravessaram em sua maior parte a lâmina de ouro, como se ela fosse uma peneira. As poucas partículas que não atravessaram a lâmina ou se desviavam ou retrocediam.

A partir dessas constatações, Rutherford concluiu que a matéria não podia ser constituída por átomos maciços e justapostos, compostos por uma “pasta” positiva mergulhada de elétrons, como se acreditava até então. Claro, se os raios alfa têm carga positiva, eles não seriam atraídos pela “pasta positiva” imaginada por Thomson. 

Foi aí que Rutherford propôs o conceito de núcleo atômico. Para ele, os átomos seriam formados por pequenos núcleos densos e positivos, dispersos em grandes espaços vazios. Tais espaços explicariam o fato de a maior parte das partículas alfa atravessarem a lâmina de ouro, e os núcleos positivos explicariam o fato de uma pequena parte dessas partículas serem repelidas.

Uma outra observação completou o modelo de Rutherford: se os átomos são compostos por núcleos positivos, por que o ouro é eletricamente neutro? O cientista explicou essa neutralidade propondo que ao redor desses pequenos núcleos estariam girando os eletróns, que neutralizariam a carga positiva do núcleo. Tais elétrons, por serem muito pequenos e por estarem girando muito distantes uns dos outros, não impediriam a passagem das partículas alfa. Este modelo ficou conhecido como “Planetário”, devido à semelhança com o Sistema Solar. O núcleo do átomo seria o sol, e os elétrons, os planetas, girando em órbita em torno do sol.


Mas, apesar de muito coerente, tinha algo que ainda não estava bem resolvido no modelo de Rutherford: se o núcleo dos átomos é carregado de partículas positivas, por que, então, essas partículas não se repeliriam e o núcleo não se desintegraria? E mais, se os elétrons de carga negativa giram em torno de um núcleo positivo, ocorre neste movimento uma perda de energia, já que há uma emissão de radiação constante. Sendo assim, os elétrons não deveriam ir se aproximando do núcleo até caírem sobre ele?

Foi com o cientista James Chadwick, em 1932, que veio a resposta para a primeira pergunta. Fazendo experimentos com o elemento bário radioativo, ele descobriu que seu núcleo emitia partículas de massa praticamente igual à dos prótons, mas sem carga elétrica nenhuma. Estava descoberta, então, mais uma partícula subatômica, o nêutron. Tal partícula seria responsável por “neutralizar” os prótons. Quanto à segunda pergunta, será Niels Bohr que irá respondê-la, propondo alguns melhoramentos no modelo atômico de Rutherford.

Niels Bohr (1885 – 1962)

A fim de resolver o problema teórico do comportamento dos elétrons no modelo de Rutherford, Bohr valeu-se da teoria da mecânica quântica de Max Planck. Para Planck, a energia não seria emitida de maneira contínua, mas em blocos, “pacotes de energia” a que chamou quantum.

A teoria de Borh era a de que os elétrons que giram em torno no núcleo, como já havia proposto Rutherford, girariam em órbitas específicas e de níveis energéticos bem definidos. Sempre que um elétron muda de órbita, há absorção ou emissão de um quantum de energia. Como isso ocorre? Imagine uma pista de corrida circular (claro que estamos falando de uma pista hipotética) com várias raias, e que cada raia tenha uma velocidade pré-determinada que o corredor deve manter. Esta velocidade cresce da raia de menor diâmetro para a de maior diâmetro, de modo que a raia que exige maior velocidade seja a mais externa do círculo. Agora imagine que um corredor salte para uma raia mais externa do que a que estava. O que acontece? Ele deverá aumentar sua velocidade e, logo, precisará de mais energia. E se ele fizer o contrário, pulando para uma raia mais interna? Neste caso, ele diminuirá sua velocidade e dispendirá energia.

É claro que essa nossa analogia exige um bom esforço de abstração... Mas, salvo os nossos exageros de imaginação, ela é perfeita pra você entender como se comportam os elétrons nas órbitas. Ao receberem energia externa (térmica, elétrica, luminosa), os elétrons saltariam das suas órbitas para outras. Saltando da mais interna para uma mais externa, ele recebe um quantum de enegia, e ao saltar da mais externa para a mais interna, libera um quantum de energia. Esses saltos repetem-se milhões de vezes por segundo, gerando uma onda eletromagnética (fótons de energia).

Por se tratar de um aprimoramento do modelo atômico de Rutherford, o modelo de Bohr foi chamado: “Modelo Atômico de Rutherford-Bohr”.

Este modelo obteve muito sucesso ao explicar o funcionamento do átomo de hidrogênio, porém, ele não contemplava o comportamento de todos os outros átomos.

Modelo atômico atual

Em 1926, Schrodinger lançava as bases da Mecânica Quântica Ondulatória, e um novo modelo atômico, que é válido até os dias de hoje, surgia. Neste, os elétróns se comportariam como partículas-onda. Este novo modelo é regido por alguns princípios:

Princípio da dualidade da matéria: o físico francês Louis de Broglie propõe que todos os corpos, inclusive o elétron, teriam um comportamento duplo de partícula e onda ao mesmo tempo.
Princípio da incerteza: proposto pelo alemão Werner Heisemberg, fala que é impossível calcular ao mesmo tempo a posição e a velocidade do elétron.

Princípio do orbital: Schrodinger propõe que há uma região do espaço atômico onde haveria maior probabilidade de encontrarmos um elétron. Esta região foi denominada “orbital”.

Princípio da exclusão: proposto por Wolfang Pauli, afirma que em um mesmo átomo dois elétrons não podem apresentar o mesmo conjunto de números quânticos.

Princípio da multiplicidade: Hund propõe que, ao caracterizar os elétrons de um átomo, o preenchimento de um mesmo subnível deve ser feito de maneira que haja o maior número possível de elétrons isolados, desemparelhados.

Você estudará com mais detalhe o modelo atômico atual nos próximos tópicos. Não deixe de conferir!!!

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