Hoje sabemos da existência do átomo, sabemos que ele não é a menor parte da matéria, mas nem sempre foi assim, Dalton, por exemplo, acreditava que o átomo era uma minúscula partícula maciça, indestrutível, impenetrável,indivisível e sem carga. Para ele todos os átomos de um mesmo elemento químico são idênticos, mas esses são diferentes dos átomos dos outros elementos químicos. Seu modelo atômico ficou conhecido como modelo da bola de bilhar.
Podemos comparar o modelo de átomo de Dalton com a bola de bilhar. Esférica, '' indestrutível '' e sem carga.
Acreditou-se no modelo de Dalton até aproximadamente o final do século XIX, que foi quando apareceu Thomson com a experiência do tubo de crookes. Mas, como era essa experiência?
Thomson pegou um ampola de vidro e dentro dela colocou dois eletrodos, um positivo e o outro negativo, depois adicionou um gás com uma pressão menor que a da atmosfera depois submeteu a ampola de vidro a uma alta tensão. Quando os elétrons saiam do cátodo e colidiam com as moléculas do gás ocorria uma ionização do gás e raios eram liberados. Esses raios Thomson chamou de raios catódicos. Esse experimento fez Thomson concluir que os raios liberados eram um feixe de partículas negativas que estava presente em todas as substâncias, pois independente do gás que era colocado os resultados eram os mesmos.
Thomson então, concluiu que o átomo era uma esfera de massa positiva com elétrons (carga negativa) encrustados. Seu modelo atômico ficou conhecido como pudim de passas.
Thomson então, concluiu que o átomo era uma esfera de massa positiva com elétrons (carga negativa) encrustados. Seu modelo atômico ficou conhecido como pudim de passas.
Para chegarmos ao modelo atômico de Rutherford, é preciso compreender sua equipe de colaboradores chegaram ao modelo no qual havia a idéia de elétrons em órbitas em torno de um núcleo. A experiência de Rutherford é chamada de experiência do espalhamento das partículas alfa. Essa experiência foi a base experimental do modelo do átomo nucleado. Rutherford e seus colaboradores verificaram que, para aproximadamente cada 10.000 partículas alfa, apenas uma era desviada ou refletida. Com isso, concluíram que o raio do átomo era 10.000 vezes maior que o raio do núcleo.
Mas logo surgiram dificuldades para a aceitação do modelo de Rutherford: como os elétrons têm carga negativa e o núcleo tem carga positiva, existe atração entre os elétrons e o núcleo, pois cargas elétricas opostas atraem-se. Como explicar o fato de os elétrons não caírem sobre o núcleo?
Rutherford contornou essa dificuldade admitindo que os elétrons giravam em torno do núcleo em órbitas circulares, a altíssima velocidade, de tal modo que a aceleração centrípeta desenvolvida nesse movimento equilibraria a atração exercida pelo núcleo. O modelo do átomo nucleado de Rutherford era então muito parecido com o sitema planetário, no qual o Sol representava o núcleo, e os planetas simbolizavam os elétrons girando em torno do núcleo, assim o modelo foi chamado de modelo planetário do átomo.
Surgiu outra dificuladade: uma carga elétrica negativa, os elétrons, em movimento ao redor de outracarga elétrica positiva estacionário (núcleo) emite radiação constantemente, perdendo energia. Se no fato citado os elétrons perdem energia por radiação, os elétrons vão gradativamente se aproximando do núcleo num movimento espiralado, acabando por colidir com ele. Essa dificuldade só foi superada com o surgimento do Modelo Atômico de Bohr.
Depois de estudos envolvendo outros conceitos da Física nos sistemas microscópicos, o físico dinamarquês Niels Bohr conseguiu superar as dificuldades encontradas no modelo de Rutherford. A "solução" encontrada por Bohr, que modificou o modelo de Rutherford, veio com a idéia de um elétron num átomo adquire apenas certas energias, e cada energia é representada por uma órbita definida, particular. Se o elétron recebe energia ele pula para uma outra órbita mais afastada do núcleo. Pode ocorrer no elétron a perda de energia por irradiação, e sendo assim, o elétron cai para uma órbita mais próxima do núcleo. Todavia o elétron não pode ficar entre duas órbitas definidas, específicas, pois essa não seria uma órbita estável.
Conclui-se então que: quanto maior a energia do elétron, mais afastado ele está do núcleo. Em outras palavras: um elétron só pode estar em movimento ao redor do núcleo se estiver em órbitas específicas e não se encontra em movimento ao redor do núcleo em quaisquer órbitas. As órbitas permitidas constituem os níveis de energia do átomo (camadas K L M N ...).
(com algumas modificações)
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