450 a.C. - Leucipo
Concluiu que a matéria pode se dividir em partículas cada vez menores.
400 a.C. - Demócrito
Responsável pela denominação átomo para a menor partícula de matéria (a= não; tomo= divisível). É considerado o pai do atomismo grego.
60 a.C. - Lucrécio
Autor do poema “De Rerum Natura”, através do qual foi consolidado o atomismo de Demócrito.
1661 – Boyle
Autor do livro “Sceptical chemist”, no qual defendeu o atomismo e deu o primeiro conceito de elemento com base experimental.
1808 - Dalton
Responsável pelo primeiro modelo atômico com base experimental. Concluiu que o átomo seria uma partícula maciça e indivisível. Seu modelo, também conhecido como “Bola de bilhar” vingou até 1897.
1834 - Faraday
Realizou um estudo quantitativo de eletrólise, através do qual surgiu a idéia da eletricidade associada aos átomos.
1859
Primeiras experiências de descargas elétricas em gases a pressão reduzida (ao redor de 10 mmHg). Descoberta dos "raios" posteriormente chamados catódicos.
1874 - Stoney
Admitiu que a eletricidade estava associada aos átomos em quantidades discretas. Primeira idéia de quantização da carga elétrica.
1879 - Crookes
Primeiras experiências de descarga elétrica a alto vácuo.
1886 - Goldstein
Descargas elétricas em gases a pressão reduzida com cátodo perfurado. Descoberta dos raios canais ou positivos.
1891 - Stoney
Deu o nome de elétron para a unidade de carga elétrica negativa.
1895 - Röentgen
Descoberta dos raios X.
1896 - Becquerel
Descoberta da radioatividade.
1897 – Thomson
Descargas elétricas em alto vácuo (tubos de raios catódicos- Tudo de Crookes) levaram à descoberta do elétron. Propôs o modelo em que o átomo seria uma partícula maciça, mas não indivisível. Seria formado por uma geléia com carga positiva, na qual estariam incrustados os elétrons. Esse modelo atômico ficou conhecido como “Pudim de passas”. Determinação da relação carga/massa (e/m) do elétron.
1898 - Casal Curie
Descoberta do polônio e do rádio.
1900 - Max Planck
Teoria dos quanta.
1905 - Einstein
Teoria da relatividade. Relação entre massa e energia (e = mc2). Esclarecimento do efeito fotoelétrico. Denominação fóton para o quantum de energia radiante.
1909 - Millikan
Determinação da carga do elétron.
1911 - Rutherford
Afirmou que o átomo não seria maciço nem indivisível. O átomo seria formado por um núcleo muito pequeno, com carga positiva, onde estaria concentrada praticamente toda a sua massa. Ao redor do núcleo ficariam os elétrons, neutralizando sua carga. Este é o modelo do átomo nucleado, um modelo que foi comparado ao sistema planetário, onde o Sol seria o núcleo e os planetas seriam os elétrons.
Em 1.911, Rutherford e sua equipe de colaboradores utilizaram o polônio como fonte de partículas alfa. Esse elemento radioativo emite contínua e espontaneamente partículas alfa de seus átomos. Já se sabia que essas partículas eram dotadas de carga elétrica positiva, com massa 4 x 1.836 vezes maior que a dos elétrons, e eram emitidas com velocidade da ordem de 20.000 Km/s. As partículas alfa são invisíveis, porém, ao colidir em substâncias fluorescentes, como o sulfeto de zinco (ZnS), produzem cintilações que podem ser detectadas.
Um fragmento de polônio foi colocado no interior de um bloco de chumbo com um orifício através do qual saía um feixe de partículas alfa provenientes do polônio.
Diante do feixe de partículas alfa foi colocada uma chapa recoberta internamente com material fluorescente (ZnS), para que nela se registrassem as cintilações provocadas pela colisão das partículas alfa.
Colocando uma lâmina fina de ouro (Au) interceptando o feixe de partículas alfa, Rutherford e seus colaboradores notaram que a grande maioria das partículas alfa atravessava livremente a lâmina, como se nada existisse em seu caminho, e continuava produzindo cintilações numa região da chapa fluorescente, o que indicava que as partículas alfa se propagavam na mesma direção, sem sofrer nenhum desvio. Ocasionalmente, porém, algumas partículas alfa eram desviadas de sua trajetória, ao atravessar a lâmina, e iam produzir cintilações em pontos afastados da região de incidência da grande maioria das partículas alfa.
Muito raramente, algumas partículas alfa eram refletidas ao incidir sobre a lâmina de ouro.
Para esclarecer a passagem das partículas alfa através da lâmina delgada de ouro como se nada existisse em sua trajetória, Rutherford admitiu que a massa dos átomos constituintes da lâmina deveria estar concentrada em pequenos núcleos.
Para explicar o desvio de algumas partículas, Rutherford admitiu que esses núcleos teriam carga positiva; como as partículas alfa são positivas, as que passam muito próximo dos núcleos dos átomos da lâmina sofrem um desvio em sua trajetória, pelo fato das cargas de ambos, das partículas alfa e do núcleo do átomo de ouro serem positivas, elas repelem-se entre si.
As partículas alfa que colidiam frontalmente com o núcleo eram refletidas. Como o tamanho do núcleo é muito pequeno em relação ao tamanho do átomo, a probabilidade de uma partícula alfa passar próximo ao núcleo ou colidir frontalmente com ele é muito pequena. Por isso, a grande maioria das partículas alfa atravessava a lâmina de ouro sem sofrer desvio em sua trajetória. Finalmente, como a massa da partícula alfa é 4 x 1.836 vezes maior que a do elétron, ela não poderia sofrer desvios na colisão com ele
Com essa experiência, Rutherford conclui que: átomo é formado por um núcleo muito pequeno em relação ao átomo, com carga positiva, no qual se concentra praticamente toda a massa do átomo. Ao redor do núcleo localizam-se os elétrons neutralizando a carga positiva. Assim, ele "criou" seu modelo atômico.
1913 - Bohr
Modelo atômico fundamentado na teoria dos quanta e sustentado experimentalmente com base na espectroscopia. Distribuição eletrônica em níveis de energia. Quando um elétron do átomo recebe energia, ele salta para outro nível de maior energia, portanto mais distante do núcleo. Quando o elétron volta para o seu nível de energia primitivo (mais próximo do núcleo), ele cede a energia anteriormente recebida sob forma de uma onda eletromagnética (luz).
1916 - Sommerfeld
Modelo das órbitas elípticas para o elétron. Introdução dos subníveis de energia.
1920 - Rutherford
Caracterização do próton como sendo o núcleo do átomo de hidrogênio e a unidade de carga positiva. Previsão de existência do nêutron.
1924 - De Broglie
Modelo da partícula-onda para o elétron.
1926 - Heisenberg
Princípio da incerteza.
1927 - Schrödinger
Equação de função de onda para o elétron.
1932 - Chadwick
Descoberta do nêutron.
Modelo atômico atual
Hoje em dia, consideram-se os seguintes conceitos:
Carga elétrica
Natureza Valor relativo Massa relativa
Próton Positiva +1 1
Nêutron Não existe 0 1
Elétron Negativa -1 1/1836
Camadas eletrônicas
Os elétrons estão distribuídos em camadas ou níveis de energia:
núcleo camada
K L M N O P Q
1 2 3 4 5 6 7
nível
Número máximo de elétrons nas camadas ou níveis de energia:
K L M N O P Q
2 8 18 32 32 18 2
Subníveis de energia
As camadas ou níveis de energia são formados de subcamadas ou subníveis de energia, designados pelas letras s, p, d, f.
Subnível s p d f
Número máximo de elétrons 2 6 10 14
Subníveis conhecidos em cada nível de energia:
Subnível 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f 6s 6p 6d 7s
Nível 1 2 3 4 5 6 7
K L M N O P Q
Subníveis em ordem crescente de energia:
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d
Preenchimento dos subníveis
Os subníveis são preenchidos sucessivamente, na ordem crescente de energia, com o número máximo de elétrons possível em cada subnível. (Regra de aufbau)
Os números quânticos indicam a energia do elétron no átomo e a região de máxima probabilidade de se encontrar o elétron.
O número quântico principal (n) indica o nível de energia. Varia de n = 1 a n = ¥, respectivamente, no 1º, 2º, 3º, ... nível de energia.
O número máximo de elétrons em cada nível é dado por 2n2. Entre os átomos conhecidos, no estado fundamental, o número máximo de elétrons num mesmo nível é 32.
O número quântico secundário ou azimutal (l) indica a energia do elétron no subnível. Nos átomos conhecidos, no estado fundamental, há quatro subníveis, representados por s, p, d, f, em ordem crescente de energia.
Subnível s p d f
Número quântico azimutal l = 0 l = 1 l = 2 l = 3
Orbitais
Os subníveis são formados de orbitais. Orbital é a região da eletrosfera onde há maior probabilidade de estar localizado o elétron do átomo. O número máximo de elétrons em cada orbital é 2.
A cada orbital foi atribuído um número quântico magnético (m) cujo valor varia de -l a +l, passando por zero.
subnível s um só orbital s (0)
subnível p três orbitais p (-1) (0) (+1)
subnível d cinco orbitais d (-2) (-1) (0) (+1) (+2)
subnível f sete orbitais f (-3) (-2) (-1) (0) (+1) (+2) (+3)
O orbital s tem forma esférica. Os orbitais p têm forma de duplo ovóide e são perpendiculares entre si (estão dirigidos segundo três eixos ortogonais x, y e z.
Spin
Spin é o movimento de rotação do elétron em torno de seu eixo. Pode ser paralelo ou antiparalelo. A cada um deles foi atribuído um número quântico: + 1/2 e -1/2.
Princípio da exclusão de Pauli
Em um mesmo átomo, não existem dois elétrons com quatro números quânticos iguais.
Como conseqüência desse princípio, dois elétrons de um mesmo orbital têm spins opostos.
Um orbital semicheio contém um elétron desemparelhado; um orbital cheio contém dois elétrons emparelhados (de spins opostos).
Regra de Hund
Ao ser preenchido um subnível, cada orbital desse subnível recebe inicialmente apenas um elétron; somente depois de o último orbital desse subnível ter recebido seu primeiro elétron começa o preenchimento de cada orbital semicheio com o segundo elétron.
Elétron de maior energia ou elétron de diferenciação é o último elétron distribuído no preenchimento da eletrosfera, de acordo com as regras estudadas.
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