Um modelo atômico é uma representação da estrutura interna de um átomo.
Ao longo da história, a constituição da matéria teve diversos modelos que evoluíram até chegar ao atual modelo atômico.
Abaixo está uma linha do tempo dos modelos atômicos mais importantes:
1. Modelo de Demócrito de Abdera (450 a.C.)
O modelo atômico democriteano foi desenvolvido pelo filósofo grego Demócrito de Abdera . Demócrito acreditava que a matéria era composta de pequenas partículas indestrutíveis ou indivisíveis que ele chamava de átomos.
Demócrito, um antigo filósofo grego, foi um dos primeiros a propor a ideia de que a matéria era composta de partículas indivisíveis e descontínuas chamadas "átomos". Em sua filosofia, os átomos eram as unidades fundamentais da realidade e eram eternos e infinitamente pequenos.
Demócrito acreditava que diferentes tipos de matéria eram formados a partir de combinações e arranjos de átomos no espaço vazio.
Importância do modelo
Embora o modelo de Demócrito não tivesse evidências experimentais nem uma base científica sólida na época, ele lançou as bases para a ideia de que a matéria era composta de unidades discretas e indivisíveis. Entretanto, esse modelo não teve um impacto imediato na comunidade científica da época e foi superado por outras ideias até ressurgir com maior força na era da ciência moderna.
A contribuição de Demócrito é fundamental para a evolução da teoria atômica ao longo da história, e seu conceito de "átomo" é a base de como entendemos a estrutura da matéria hoje.
2. Modelo de John Dalton (1808)
A teoria atômica de Dalton foi o primeiro modelo com base científica. Dalton definiu o conceito de átomo e concluiu que nas reações químicas, os átomos não são criados nem destruídos, mas sim sua distribuição muda.
O modelo atômico de Dalton, proposto por John Dalton no início do século XIX, foi uma das primeiras tentativas sistemáticas de explicar a natureza da matéria e das reações químicas em termos de átomos.
Átomos como unidades indivisíveis
Dalton postulou que a matéria era composta de partículas fundamentais e indivisíveis chamadas átomos. Cada elemento químico consistia em átomos idênticos entre si em termos de massa e propriedades químicas.
Átomos de diferentes elementos
Átomos de diferentes elementos eram diferentes uns dos outros em termos de massa e propriedades químicas. Dalton acreditava que os átomos eram as unidades básicas e indivisíveis da matéria e que os compostos químicos eram formados a partir da combinação de átomos de diferentes elementos em proporções fixas e definidas.
Conservação da massa
Dalton postulou que a massa é conservada em reações químicas. Isso significa que a massa total de átomos nos reagentes é igual à massa total de átomos nos produtos após uma reação química.
Proporções fixas em compostos
Dalton propôs a Lei das Proporções Definidas, que afirma que os elementos se combinam em proporções fixas e constantes para formar compostos químicos específicos. Isso significa que átomos de elementos se combinam em números inteiros simples para formar compostos.
Lei das proporções múltiplas
Dalton também formulou a Lei das Proporções Múltiplas, que afirma que quando dois elementos formam mais de um composto, as massas de um elemento que se combinam com uma massa fixa do outro elemento estão na proporção de números inteiros simples.
3. Modelo Thomson (1904)
Thomson descobriu o elétron como uma partícula subatômica com tubos de raios catódicos. Essas novas partículas com cargas negativas passaram a ser consideradas parte da estrutura dos átomos.
O modelo atômico de Thomson também é conhecido como modelo do pudim de ameixa porque JJ Thomson concebeu o átomo como um pudim de ameixa. Nesse modelo, o átomo seria formado por uma massa positiva à qual os elétrons se ligariam como passas em um bolo.
Características do modelo
Thomson realizou experimentos com tubos de raios catódicos e descobriu a existência de partículas subatômicas carregadas negativamente, que ele chamou de elétrons. Essa descoberta desafiou a ideia anterior de que os átomos eram indivisíveis e uniformes.
De acordo com o modelo de Thomson, elétrons carregados negativamente estavam incorporados em uma matriz carregada positivamente. Isso criou um equilíbrio de cargas elétricas, resultando em um átomo geral neutro. Visualmente, o átomo foi comparado a um "pudim de passas", onde os elétrons representavam as "passas" e a carga positiva, a "massa do pudim".
Thomson propôs que a carga positiva era distribuída uniformemente por toda a estrutura do átomo, mantendo os elétrons em equilíbrio dentro dela. Essa ideia explicava como os átomos poderiam ser eletricamente neutros apesar de terem cargas elétricas separadas dentro deles.
Limitações do modelo
Embora o modelo de Thomson tenha introduzido a ideia de que os átomos tinham componentes e cargas subatômicas, ele não explicou por que os elétrons não colapsavam no núcleo devido a forças elétricas repulsivas entre cargas negativas.
O modelo atômico de Thomson também não abordou como os elétrons eram organizados em órbitas ao redor do núcleo.
Importância
Embora o modelo de Thomson tenha sido posteriormente substituído por modelos mais completos, sua descoberta dos elétrons e sua proposta para uma estrutura subatômica mudaram drasticamente a compreensão científica da época.
Essas descobertas abriram caminho para desenvolvimentos futuros na teoria atômica e estabeleceram as bases para modelos mais sofisticados que explicam a organização e o comportamento dos elétrons nos átomos.
4. Modelo Rutherford (1911)
No modelo de Rutherford, conhecido como modelo "planetário" ou "núcleo", Ernest Rutherford disse que os átomos eram facilmente transponíveis por cargas elétricas. Seu modelo definia o átomo como um núcleo pesado com carga positiva e que os elétrons giravam em torno dele de tal forma que a maior parte do átomo era composta de espaço vazio.
O modelo atômico de Rutherford marcou um avanço crucial na compreensão da estrutura atômica no início do século XX. Os principais aspectos deste modelo são detalhados abaixo:
Experimento
Rutherford e sua equipe conduziram um experimento no qual dispararam partículas alfa (núcleos de hélio) em uma fina folha de ouro. Eles esperavam que as partículas atravessassem a folha com pouca deflexão devido à crença comum na época de que os átomos eram, em sua maioria, espaço vazio.
Descoberta do núcleo atômico
No entanto, o resultado foi surpreendente: algumas partículas alfa foram significativamente desviadas e até mesmo ricochetearam. Rutherford concluiu que isso só poderia ser explicado se os átomos contivessem um núcleo pequeno, denso e carregado positivamente em seu centro, que concentrasse a maior parte da massa do átomo.
Espaço vazio no átomo
Com base em seu experimento, Rutherford também concluiu que a maior parte do átomo consistia em espaço vazio, já que a maioria das partículas alfa passavam pela folha de ouro sem serem desviadas.
Embora o modelo atômico de Rutherford tenha introduzido o conceito de núcleo central, ele não ofereceu uma explicação detalhada de como os elétrons eram organizados ao redor do núcleo. Devido às forças elétricas entre as cargas opostas, os elétrons deveriam ter colapsado no núcleo de acordo com as leis eletromagnéticas clássicas.
Importância do modelo atômico
Apesar de suas limitações, o modelo de Rutherford foi um marco importante. Ele introduziu a noção de que os átomos tinham um núcleo denso e carregado positivamente em seu centro, o que resolveu algumas das questões levantadas por modelos anteriores.
Além disso, esse modelo abriu caminho para desenvolvimentos posteriores na teoria atômica, como o Modelo Atômico de Bohr.
5. Modelo atômico de Niels Bohr (1913)
O modelo atômico de Bohr foi uma modificação do modelo de Rutherford: o átomo é como "um sistema solar microscópico" no qual os elétrons estão em órbita ao redor do núcleo. Bohr assumiu que os elétrons se moviam em órbitas circulares ao redor do núcleo.
O modelo atômico proposto por Niels Bohr no início do século XX foi um avanço significativo na compreensão da estrutura atômica e da natureza das órbitas dos elétrons.
Níveis discretos de energia
Bohr postulou que os elétrons em um átomo se moviam em órbitas discretas e quantizadas ao redor do núcleo, em vez de movimentos contínuos. Cada órbita correspondia a um nível de energia específico para os elétrons.
Os elétrons não podiam ter energias intermediárias, o que levava à estabilidade dos átomos.
Absorção e emissão de energia
De acordo com o modelo atômico de Bohr, os elétrons poderiam absorver ou emitir energia na forma de quanta (pacotes discretos de energia) movendo-se entre diferentes níveis de energia.
Quando um elétron absorvia energia, ele saltava para um nível de energia mais alto; Quando emitia energia, retornava a um nível energético mais baixo.
Espectros atômicos
Uma das principais conquistas deste modelo foi a explicação dos espectros de emissão e absorção dos átomos. Os espectros eram linhas brilhantes ou escuras na luz emitida ou absorvida pelos átomos. Bohr foi capaz de relacionar mudanças nos níveis de energia dos elétrons a linhas específicas nos espectros.
Modelo limitado a átomos simples
Embora o Modelo Atômico de Bohr tenha sido bem-sucedido em explicar certos aspectos dos espectros atômicos e fornecido uma descrição quantitativa da estrutura eletrônica, ele era aplicável principalmente a átomos simples com um elétron, como o hidrogênio. Ele tinha dificuldade em explicar átomos e sistemas mais complexos com múltiplos elétrons.
Transições e a constante de Planck
Bohr introduziu a ideia de que os elétrons só poderiam existir em certos estados de energia discretos, que estavam relacionados à constante de Planck. Isso lançou as bases para a formulação posterior da teoria quântica.
Importância do modelo
Embora o modelo atômico de Bohr tenha sido substituído por desenvolvimentos posteriores na teoria quântica, seus conceitos de níveis de energia quantizados e transições eletrônicas forneceram uma abordagem crucial para entender a estrutura e o comportamento dos átomos. Seu trabalho abriu caminho para a evolução da mecânica quântica e representou um passo essencial na compreensão moderna da física atômica.
6. Modelo de Sommerfeld (1916)
O modelo atômico de Sommerfeld é uma extensão do modelo de Bohr, desenvolvido em 1916 por Arnold Sommerfeld para explicar algumas discrepâncias observadas nos espectros de emissão dos átomos.
Enquanto Bohr supunha que os elétrons giravam em órbitas circulares ao redor do núcleo, Sommerfeld introduziu a ideia de órbitas elípticas, permitindo maior precisão na descrição dos níveis de energia.
Sommerfeld incorporou a relatividade especial de Einstein para ajustar as energias dos elétrons em átomos mais pesados. Seu modelo introduziu o número quântico azimutal (lll), que determinou a forma das órbitas e explicou a estrutura fina das linhas espectrais. Ele também previu o conceito de subníveis de energia dentro de uma única camada de elétrons, algo que mais tarde se tornaria essencial na mecânica quântica.
Apesar do sucesso em melhorar o modelo de Bohr, o modelo de Sommerfeld tinha limitações, pois não conseguia explicar certos efeitos quânticos observados em átomos mais complexos.
Com o desenvolvimento da mecânica quântica na década de 1920, sua teoria foi substituída por modelos mais precisos baseados na equação de Schrödinger e no princípio da incerteza de Heisenberg.
7. Modelo atômico de Schrödinger (1926)
O modelo de Schrödinger do átomo, também conhecido como mecânica quântica, é uma estrutura teórica que descreve o comportamento de partículas subatômicas, como elétrons, em termos de probabilidade e ondas.
Foi desenvolvido pelo físico austríaco Erwin Schrödinger na década de 1920 e revolucionou nossa compreensão da estrutura atômica e das propriedades das partículas subatômicas.
Descrição probabilística
Ao contrário de modelos anteriores que descreviam a posição e o movimento das partículas de forma determinística, o Modelo Atômico de Schrödinger introduz a ideia de que partículas subatômicas, como elétrons, não têm trajetórias definidas, mas são descritas por funções de onda que representam a probabilidade de encontrá-las em posições diferentes.
Equação de Schrödinger
A base do modelo é a equação de Schrödinger, uma equação matemática fundamental que descreve como a função de onda de uma partícula muda ao longo do tempo em um determinado campo de força, como o campo elétrico criado pelo núcleo de um átomo.
A resolução desta equação fornece informações sobre as propriedades da partícula, como sua energia e distribuição espacial.
Orbitais e funções de onda
No contexto dos átomos, as funções de onda são conhecidas como orbitais. Orbitais são regiões do espaço onde há uma alta probabilidade de encontrar um elétron. Os diferentes tipos de orbitais (s, p, d, f) têm formas e distribuições de probabilidade características, que determinam como os elétrons são organizados ao redor do núcleo.
Princípio da incerteza de Heisenberg
O modelo de Schrödinger introduziu o princípio da incerteza de Heisenberg, que afirma que há limitações fundamentais para medir com precisão a posição e o momento (ou velocidade) de uma partícula simultaneamente.
Quanto mais precisamente a posição de uma partícula for conhecida, menos precisamente seu momento poderá ser conhecido e vice-versa.
Evolução da teoria quântica
O modelo atômico de Schrödinger e a mecânica quântica em geral levaram a uma mudança fundamental na maneira como entendemos a natureza subatômica do mundo. A teoria quântica se aplica não apenas à física atômica, mas também a áreas como física de partículas, química quântica e eletrônica.
8. Modelo Dirac-Jordan (1928)
O modelo de Dirac-Jordan, proposto em 1928 por Paul Dirac e Pascual Jordan, representa um avanço crucial na mecânica quântica ao incorporar a relatividade na descrição do elétron. Dirac desenvolveu uma equação de onda relativística, conhecida como equação de Dirac, que resolveu inconsistências entre a mecânica quântica e a teoria da relatividade especial.
A equação de Dirac previu a existência do spin do elétron, um grau fundamental de liberdade que não havia sido considerado antes. Além disso, sua formulação levou à descoberta da antimatéria, em particular do pósitron, uma partícula com a mesma massa do elétron, mas com carga positiva.
Essa previsão foi confirmada experimentalmente em 1932 por Carl Anderson, que consolidou o modelo de Dirac como um dos fundamentos da teoria quântica moderna.
Por outro lado, Pascual Jordan contribuiu para o desenvolvimento da teoria matricial da mecânica quântica, que permitiu que os estados quânticos das partículas fossem descritos matematicamente. Seu trabalho com Werner Heisenberg e Max Born ajudou a estabelecer um formalismo rigoroso para a teoria quântica.
O modelo de Dirac-Jordan representou um passo fundamental em direção à teoria quântica de campos, pois permitiu que partículas elementares fossem descritas dentro de uma estrutura matemática consistente com a relatividade. Seus princípios continuam fundamentais na física moderna, especialmente no desenvolvimento do Modelo Padrão.