Descoberta do elétron

Assim como os gregos, Dalton imaginava que o átomo fosse indivisível. Mas, alguns fatos experimentais contribuíram com mudanças para um novo modelo atômico. Em 1875, William Crookes (1832-1919) colocou gases muito rarefeitos (baixa pressão) em ampolas de vidro. Quando eles foram submetidos a voltagens muito altas, apareceram emissões, que foram chamadas de “raios catódicos”. Para Crookes, eles seriam um fluxo de moléculas.

William Crookes (1832-1919).
William Crookes (1832-1919).

Quando submetidos a um campo elétrico uniforme e externo, gerado por duas placas planas, paralelas e carregadas, esses raios sempre se desviam na direção e no sentido da placa que está carregada positivamente, o que prova que os raios catódicos são negativos. Assim, foi descoberto o elétron, explicitando que o átomo é divisível.

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Ampola de Crookes - raios catódicos.

O elétron foi a primeira partícula subatômica descoberta pela ciência. A partir daí, começou a se provar que o átomo não é uma bola maciça e, sim, que é formado por partículas menores ainda.


Descoberta do próton

Em 1886, Eugen Goldstein fez algumas mudanças na ampola de Crookes: colocou como polo negativo uma placa metálica toda perfurada, semelhante a uma peneira. Usando gás hidrogênio na ampola, verificou que, no sentido contrário ao dos raios catódicos, apareciam raios positivos, que foram chamados de “raios anódicos”, ou “raios canais”. Imaginou-se a existência de uma segunda partícula subatômica, com carga positiva, capaz de neutralizar o elétron e tornar o átomo de hidrogênio eletricamente neutro. A essa partícula denominou-se “próton".


Modelo de Thomson

Em 1903, após diversos experimentos, Joseph John Thomson propôs um novo modelo atômico, formado por uma esfera positiva “recheada” pelos elétrons com carga negativa. Esta diferença de polaridade garantia a neutralidade elétrica do modelo atômico. O modelo ficou conhecido como “pudim de passas”. Assim, começou a ser admitida a divisibilidade do átomo e a natureza elétrica da matéria.

Modelo atômico de Thomson
Modelo atômico de Thomson.

No final do século XIX, Ernerst Rutherford foi motivado por Thomson a estudar um fenômeno recentemente descoberto: a radioatividade. Seu trabalho elaborou um modelo atômico que possibilitou o entendimento da radiação emitida pelos átomos de urânio, polônio e rádio.

Ao estudar a emissão da radiação do urânio e do tório, Rutherford observou que existiam dois tipos distintos de radiação: uma que é rapidamente absorvida, a radiação α, e outra, com maior poder de penetração, denominada radiação ß.

Em 1911, utilizando as partículas α, emitidas pelo polônio, Rutherford realizou um experimento que veio alterar e melhorar significativamente a visão do modelo atômico. A figura abaixo explica resumidamente o experimento:

Experimento de Rutherford.
Experimento de Rutherford.

Seguindo o modelo do experimento acima, você pode ver que um pedaço de polônio emite um feixe de partículas α, que atravessa uma lâmina finíssima de ouro. É possível observar que a maior parte das partículas α atravessa a lâmina de ouro como se esta fosse uma peneira; apenas algumas partículas se desviavam ou até mesmo retrocediam.

Qual é a explicação para isso?

Rutherford foi obrigado a admitir que a lâmina de ouro não era constituída de átomos maciços e justapostos. Muito pelo contrário, ela seria formada por núcleos pequenos, densos e positivos, dispersos em grandes espaços vazios. Estes espaços explicam o porquê de a grande maioria das partículas α não sofrer desvios.

Lembre-se que a partícula alfa é positiva, ou seja, ao passar próximo do núcleo, ela é fortemente desviada; no caso de choque frontal com o núcleo, a partícula seria repelida para trás.

A lâmina de ouro é neutra, portanto, em volta do seu núcleo somente podem estar os elétrons. Sendo negativos, os elétrons iriam contrabalançar a carga positiva do núcleo e garantir a neutralidade elétrica do átomo. Como os elétrons são muito pequenos e estão muito afastados uns dos outros, eles não interferem na trajetória das partículas alfa.

A conclusão de Rutherford foi a de que o modelo de Thomson não se adaptava aos dados obtidos e, portanto, deveria estar errado. Rutherford postulou, então, o “modelo planetário” do átomo. O átomo seria análogo ao sistema solar. O núcleo ocuparia o centro atômico, cheio de cargas positivas, e os elétrons estariam em órbita, ao redor dele.


Modelo atômico planetário..

Atualmente, é possível saber que o tamanho da elestrosfera é da ordem de 10.000 a 100.000 vezes maior em relação ao tamanho do núcleo. Para efeito de comparação, você pode imaginar o núcleo como uma bola de pingue-pongue no centro de um estádio como o Maracanã, este sendo a eletrosfera.


Descoberta do nêutron

Com o modelo de Rutherford uma dúvida surgiu: se o núcleo é formado por partículas positivas, por que essas partículas não se repelem e o núcleo atômico não desmorona?

Em 1933, o cientista James Chadwick encontrou a resposta. Em um experimento, ele verificou que o elemento berílio radioativo emitia partículas sem carga elétrica e de massa praticamente igual aos prótons. A terceira partícula subatômica foi identificada e nomeada de “nêutron. Os nêutrons isolam os prótons, evitando que suas repulsões provoquem o desmoronamento do núcleo.


Partículas atômicas.


O modelo atômico de Rutherford-Bohr

O modelo proposto por Rutherford apresentou algumas deficiências, como por exemplo: se o elétron possui carga negativa e o núcleo carga positiva, como os elétrons não são atraídos diretamente para o núcleo?

Então, foi necessário admitir que o elétron gira ao redor no núcleo. Mas, se isso acontece, como explicar o fato de que toda partícula em movimento circular está constantemente emitindo energia?

Se o elétron emite energia, sua velocidade de rotação ao redor do núcleo teria que diminuir com o tempo. Desse modo, o elétron acabaria de encontro ao núcleo, descrevendo o movimento de uma espiral. Como resolver o problema?

Em 1913, dois anos após a proposição do modelo atômico de Rutherford, o cientista Niels Bohr forneceu respostas para essas questões, usando a teoria de Max Planck. Antes, você estudará um pouco sobre a luz e outras formas de radiação eletromagnética, para entender a proposta de Bohr.

Niels Bohr ( 1885-1962).
Niels Bohr (1885-1962).


Estudo sobre as ondas

Ao nosso redor, existem muitos tipos de ondas. São ondas mecânicas, sonoras, luminosas, de rádio, eletromagnéticas. Através delas, você assiste aos programas de televisão, ouve rádio e aquece os alimentos no forno de micro-ondas.

A luz é uma forma de energia que produz uma sensação visual quando atinge a retina dos nossos olhos. As ondas possuem elementos importantes, como:

  • A freqüência: número de ondas que passam por unidade de tempo, representada pela letra f, podendo ser medida em ciclos por minuto, ciclos por segundo, que são chamados de Hertz (Hz);
  • comprimento de onda: é a distância entre duas cristas consecutivas. Representada pela letra grega λ (lambda); é medido em metros, cm, km; podemos dizer que, quanto menor o comprimento da onda, maior sua energia;
  • velocidade de propagação: é a velocidade de passagem das ondas, representada pela letra v, medida em metros por minuto.

Onda
Onda.

Essas três grandezas físicas caracterizam a onda e relacionam-se de acordo com a seguinte fórmula matemática: v = λ.f

As ondas eletromagnéticas propagam, ao mesmo tempo, energia elétrica e magnética, de modo que uma maior frequência de onda corresponde a uma maior quantidade de energia. Essa afirmação norteou o surgimento dos novos modelos atômicos.


Cozinha e praticidade.

O exemplo mais comum de onda é a luz. Quando um feixe de luz branca (luz solar ou lâmpada comum) atravessa um prisma de vidro, ocorre a decomposição da luz em várias cores, que formam o chamado “espectro luminoso”.

O espectro contínuo mostra que as cores vão variando, gradativamente, do vermelho ao violeta - que são dois limites extremos para a nossa visão; fenômeno que ocorre na formação do arco-íris, onde as gotinhas de água no ar agem sobre a luz do mesmo modo que o prisma. O comprimento de onda da luz visível varia, sendo o menor o da luz violeta e o maior, da vermelha. Assim, a luz violeta carrega maior quantidade de energia e a vermelha, menor.

Hoje se sabe que o espectro contínuo é muito mais amplo do que o da luz visível, ou seja, das ondas que podemos perceber por meio da visão. O esquema abaixo procura demonstrar um modelo do espectro eletromagnético:

Espectro da luz.
Espectro da luz.

Porém, se você colocar sob um prisma, ao invés da luz solar, a luz emitida por uma lâmpada contendo hidrogênio não verá espectro contínuo, no anteparo, verá apenas algumas linhas coloridas, permanecendo o restante escuro. Nesse caso, diz-se que o espectro é descontínuo e as linhas luminosas são chamadas de “raias” ou “bandas do espectro".


Espectro do hidrogênio.

Esse fenômeno pode ser observado para os demais elementos químicos. As quantidades, as posições e as cores estão relacionadas a cada elemento. Por essa via, cada elemento químico apresenta um espectro característico. Atualmente, existem espectrômetros, que são aparelhos usados para obter os espectros de vários materiais.

Nos estudos para resolver a instabilidade do átomo no modelo de Rutherford, Bohr observou a fórmula de Balmer para o espectro do hidrogênio. A fórmula permitiu associar o comprimento de onda - e, portanto, a frequência - de cada linha do espectro do hidrogênio a dois números inteiros positivos. O modelo atômico apresentado por Bohr, em 1913, concordava precisamente com esses dados empíricos, obtidos por Balmer para o espectro do hidrogênio.

O modelo de Bohr foi apresentado por meio dos seguintes postulados:

  • os elétrons se movem ao redor do núcleo em um número limitado de órbitas bem definidas, que são denominadas de órbitas estacionárias;
  • movendo-se em órbitas estacionárias, o elétron não emite nem absorve energia;
  • ao saltar de uma órbita estacionária para outra, o elétron emite ou absorve uma quantidade bem definida de energia, chamada quantum de energia.

Resumindo, é possível afirmar que o elétron no átomo de hidrogênio, segundo o modelo de Bohr, pode estar em níveis de energia bem determinados. Para Bohr, é possível dizer que a energia é quantizada, o que significa que ela só pode apresentar determinados valores discretos.

A quantização da energia pode ser comparada com uma escada. Os níveis de energia do elétron no átomo de hidrogênio correspondem aos degraus. Ao subirmos, ou descermos uma escada, só podemos parar nos degraus; não existe a possibilidade de ficar entre dois deles.

Quando é fornecida energia a um átomo, seus elétrons podem saltar para níveis de maior energia. Ao retornarem ao estado fundamental, eles emitirão essa energia. Segundo o modelo de Bohr, só são possíveis certos níveis, correspondentes aos estados estacionários; assim, a radiação emitida tem frequência bem característica, constituindo o espectro de linhas.


Níveis de energia do elétron.

Com seus postulados, Bohr “salvou” o modelo atômico de Rutherford das dificuldades por que passava. Alterou-o, entretanto, com a introdução de proibições de posições que podiam ser ocupadas pelos elétrons em torno do núcleo. Apenas certas órbitas eram permitidas, conforme mostravam os espectros atômicos. Abaixo, temos as órbitas permitidas por Bohr para o elétron do átomo de hidrogênio excitado (o hidrogênio é o mais simples dos átomos, possuindo apenas um próton no núcleo e um elétron na periferia).

Observando os últimos estudos apresentados sobre o modelo do átomo, você pode perceber que ele é formado por duas partes: o núcleo e a eletrosfera. O núcleo é muito pequeno, constituído por duas partículas: os prótons e os nêutrons; a eletrosfera possui os elétrons, que giram em sete órbitas circulares, ao redor no núcleo, chamados de níveis ou camadas.


Modelo atômico proposto por Rutherford e Bohr.