Estrutura atômica

Cronologia

450 a.C. - Leucipo

A matéria pode se dividir em partículas cada vez menores.

400 a.C. - Demócrito

Denominação átomo para a menor partícula de matéria. 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

Primeiro modelo atômico com base experimental. O átomo é uma partícula maciça e indivisível. O modelo vingou até 1897.

1834 - Faraday

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 Crookes) levaram à descoberta do elétron. O átomo seria uma partícula maciça, mas não indivisível. Seria formado por uma geléia com carga positiva, na qual estariam incrustados os elétrons (modelo do 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

O átomo não é 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.

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.

Carga elétrica

Camadas eletrônicas

Os elétrons estão distribuídos em camadas ou níveis de energia:

Número máximo de elétrons nas camadas ou níveis de energia:

Subníveis de energia

As camadas ou níveis de energia são formados de subcamadas ou subníveis de energia, designados pelas letras s, p, d, f.

Subníveis conhecidos em cada nível de energia:

Subníveis em ordem crescente de energia:

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.

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.

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.