Texto: Modelo Atômico Contemporâneo

Modelo Atômico Contemporâneo

 

As Cores que Vemos

No tópico anterior vimos que o modelo atômico de Rutherford-Bohr conseguiu chegar mais perto do que seria um átomo. Um modelo é uma teoria construída a partir de experimentações. Ele nunca diz com certeza absoluta o que é ou como é alguma coisa, mas é resultado das evidências geradas por observações, experimentações e estudos.
 
 
 

Com o modelo de Rutherford-Bohr conseguimos explicar as cores. Os elétrons que ficam nas camadas superiores, ao serem excitados, passam para camadas ainda mais superiores, e, ao voltarem às camadas de origem, liberam ondas eletromagnéticas. As ondas eletromagnéticas são uma forma de transportar energia. Elas possuem um campo elétrico perpendicular a um campo magnético, podem ter vários tamanhos e propagar-se a variadas frequências.
 
 

Assim, podemos  concluir que a frequência é igual à velocidade da luz dividida pelo comprimento de onda.
 
As ondas possuem vários comprimentos, que são proporcionais à frequência. As cores que vemos são as ondas eletromagnéticas perceptíveis aos nossos olhos na presença de luz. Existem outros tipos de ondas, como as de rádio FM, micro-ondas, TV, e há também as perigosas, como a radiação gama, que, devido a seu poder de penetração, pode ser prejudicial à saúde.
 
 
 


Os Orbitais Atômicos

No final do século XIX e no decorrer do século XX, surgiram a Física e Química Quântica, trazendo um novo e mais complexo modelo atômico. O átomo ainda é visto como composto por núcleo e eletrosfera, porém, diferentemente do modelo de Rutherford-Bohr, a eletrosfera, em vez de apenas camadas, é composta por orbitais. Um orbital é um espaço onde há a probabilidade de se encontrar um elétron.
 
Os orbitais são possíveis locais onde um elétron pode ser encontrado
 

Em cada orbital existem elétrons que podem fazer ligações químicas de um átomo com outro, formando as moléculas, que, por sua vez, formam as substâncias. Em cada orbital, o elétron possui uma energia ou um pacote de energia, denominado quantum, que são quantidades muito pequenas de energia que um elétron deve liberar ou absorver no caso de ser excitado para orbitais de energia menor ou maior, respectivamente.

Cada camada pode ser dividida em níveis, que variam de 1 a 7 nos elementos conhecidos. Os níveis são divididos em subníveis, s, p, d e f, e estes comportam um número máximo de elétrons, 2, 6, 10 e 14 cada. Os subníveis formam os orbitais que estão em direções definidas, sendo que cada um comporta um máximo de 2 elétrons.

Você deve estar se perguntando, mas como os cientistas chegaram aos orbitais? O modelo quântico foi criado por vários cientistas, cada qual com sua contribuição. Foi Schroedinger quem chegou às equações dos orbitais, pois este modelo foi obtido através de equações matemáticas. 


Níveis, Subníveis e Orbitais

Linus Pauling foi um grande cientista que criou uma forma bastante simples de se representar os níveis e subníveis de um átomo. As antigas camadas K, L, M, ... de Bohr agora passam a ser números inteiros, de 1 a 7. Os subníveis são representados por letras minúsculas, s, p, d e f, que podem comportar um número máximo de elétrons, como mostra a tabela abaixo:
 
 
 
 
Em cada subnível pode haver um número máximo de elétrons: no s, 2, no p, 6, no d, 10, e no f, 14. Os subníveis também são divididos em orbitais, e em cada orbital pode haver um máximo de 2 elétrons. Logo, o subnível s tem um orbital, o subnível p possui 3 orbitais, e assim sucessivamente. A camada mais externa de um átomo é chamada de camada de valência.
 


Em Resumo

Neste tópico introduzimos o modelo atômico quântico, o qual é atualmente aceito pela comunidade científica. Aprendemos que com tal modelo explicamos as cores, que são ondas eletromagnéticas com frequência na região do visível no espectro eletromagnético. Vimos também que a eletrosfera de um átomo, segundo o modelo quântico, é composta por níveis e subníveis, e que os elétrons localizam-se nos orbitais.
 


Referências

FELTRE, R.; YOSHINAGA, S. Atomística: teoria e exercícios. 1. ed. São Paulo: Moderna, 1974. v. 2.
USBERCO, J.; SALVADOR, E. Química: química geral. 10. ed. São Paulo: Saraiva, 2005.
PERUZZO, T. M., CANTO, E. L. Química: volume único. 2. ed. São Paulo: Moderna, 2003.
SANTOS, W. L. P.; MÓL, G. S. (Coord). Química e sociedade: volume único, ensino médio. São Paulo: Nova Geração, 2005.
KOTZ, J. C.; TREICHEL, P. M. Química Geral e Reações Químicas. Trad. Flávio Maron Vichi. São Paulo: Thomson Learning, 2007. v. 1.
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