 |
| Demócrito de Abdera |
Para Demócrito os elementos que definiam a combinação da matéria de tudo que existia eram: terra, ar, fogo, água. Sua idéia de átomo originou-se da lógica intuitiva, porém sua idéia foi rejeitada por Aristóteles, considerado um dos maiores filósofos que já existiu, que fortaleceu sua idéia do modelo de matéria contínua, definindo-a como um inteiro, com isso a idéia de Aristóteles permaneceu como a mais correta até a chegada do Renascimento. A falta de provas foi o que provocou o declínio da idéia do modelo atômico de Demócrito, que foi denominada pelos filósofos gregos de Atomismo, considerado o primeiro modelo atômico.
Modelo atômico de Dalton
 |
| John Dalton |
Vale lembrar que a teoria atômica de Dalton considera a massa
dos átomos e que a sua conservação permanece inalterada, ou seja, se somarmos 1 átomo de carbono (3g) com 2 de oxigênio (4g) o resultado seria 11g de modo que em nenhum momento esse valor se modifique, ao menos que alterem as quantidades. A unidade de massa dos átomos era conhecida como Da, em homenagem a Dalton, atualmente conhecida como u ou uma, que quer dizer “unidade de massa atômica”. Dalton foi considerado o criador da primeira teoria atômica moderna e seu modelo foi apelidado de “modelo da bola de bilhar”.
 |
| Modelo da bola de bilhar |
- Apresentam o formato de esferas minúsculas maciças;
- Indivisíveis;
- Indestrutíveis;
- Impenetráveis;
- Eletricamente neutras.
Modelo atômico de Thomson
 |
| Ampola de Crookes |
experiência Crookes colocou gases rarefeitos (em pressões muito baixas) em ampolas de vidro. O catodo (polo negativo) junto com o anodo (polo positivo) gerava voltagens elevadíssimas, que eram capazes de transmitir raios que foram denominados raios catódicos.
Foi observado que ao bater em um obstáculo opaco, por trás deste se forma a sombra do mesmo, ou seja, isto comprovava que os raios catódicos caminhavam em linha reta. Além disto, quando estes feixes eram submetidos a um campo elétrico externo uniforme, os feixes se desviam em direção à carga positiva, além disso, eles conseguiam movimentar pequenas hélices, estes fatos comprovaram que os raios catódicos eram formados por pequenas partículas negativas, levando a concluir que qualquer matéria contenha estas partículas que foram denominadas de elétrons.
Elétron é uma partícula de carga negativa presente em qualquer átomo sendo menor que o próprio.
Em 1886, Eugen Goldstein (1850-1930) fez algumas modificações na experiência de Crookes, adicionou uma placa metálica com furos, no meio da ampola de vidro, que teria a mesma função de um catodo (polo negativo) e usou apenas gás hidrogênio na ampola. Quando o catodo, que agora se encontra no meio da ampola, e o anodo geraram voltagens elevadíssimas, outros raios surgiram no sentido contrario aos raios catódicos, estes foram denominados de raios anódicos ou raios canais.
 |
| Ampola de Goldstein |
Assim como os raios catódicos são negativos, os anódicos eram positivos, pelo fato de surgirem no sentido contrario aos catódicos. Descobriu-se então uma segunda partícula subatômica, de carga positiva, que explicava a capacidade de neutralizar o elétron e tornar as moléculas de gás hidrogênio, e de outras substâncias, eletricamente neutras. Estas partículas foram denominadas de prótons.
Próton é uma partícula de carga positiva presente em qualquer átomo sendo menor que o próprio.
 |
| Joseph John Thomson |
Sendo assim, a divisibilidade do átomo e o reconhecimento da natureza elétrica da matéria foram admitidos oficialmente, e com isso seu modelo atômico explicava os seguintes fenômenos: eletrização por atrito (triboeletrização), corrente elétrica (fluxo de elétrons), formação de íons (ânion, cátion), descargas elétricas em gazes (assim como na ampola de Crookes, onde os elétrons são retirados dos átomos) etc.
 |
| Modelo do pudim de passas |
- Apresenta o formato de uma massa de positiva recheada de elétrons que estão espalhados homogeneamente pelo átomo;
- Divisível;
- Indestrutíveis;
- Impenetráveis;
- Eletricamente carregada.
Modelo atômico de Rutherford
 |
| Ernest Rutherford |
Em 1911, Ernest Rutherford (1871-1937) realizou uma experiência com o elemento radioativo polônio. Rutherford notou que o polônio ao emitir um feixe de partículas alfa em uma lâmina extremamente fina de ouro, a maior parte das partículas atravessou a lâmina de ouro, já a menor parte delas desviaram-se ou retrocediam. Rutherford então passou a admitir uma nova característica atômica, que apresenta núcleos pequenos, densos e positivos, dispersos em um grande espaço vazio denominado de eletrosfera.
Esses grandes espaços vazios explicam de forma lógica a passagem da maior parte das partículas alfa, enquanto outras passam muito próximas do núcleo (que é positivo, assim como a partícula alfa) e acabam desviando ou dificilmente se chocam de frente com ele, repelindo-se para traz.
 |
| Experiência de Rutherford |
Em 1932, James Chadwick (1891-1974) percebeu que o núcleo do elemento berílio emitia partículas neutras de massa similar a dos prótons. Descobriu-se então uma terceira partícula subatômica, denominada de nêutron. Esta partícula foi a resposta de Chadwick para a duvida que diz respeito ao por que as partículas positivas não se repeliam ou desmoronavam o átomo, de certo modo, os nêutrons “interferem” nas repulsões e no desmoronamento do núcleo atômico.
Nêutron é uma partícula eletricamente neutra presente em qualquer átomo sendo menor que o próprio.
Com o passar do tempo, estudos foram feitos para identificar a massa e a intensidade da carga elétrica das três partículas subatômicas conhecidas, e os valores mais próximos encontrados foram:
Próton: massa = 1,0072 u
carga = 1,602 x 10−19 C
Nêutron: massa = 1,0087 u
carga = -0,4 ± 1,1 x 10−21
Elétron: massa = 1/1836 u
carga = –1,602 x 10−19
Relativamente, tem-se:
Próton: massa = 1 u
carga = +1
Nêutron: massa = 1 u
carga = 0
Elétron: massa = 0
carga = –1
Por este motivo, no estudo básico considera-se a massa do elétron igual a zero, pois a perda ou ganho de elétrons em um átomo não ira influenciar praticamente em sua massa. Seu modelo atômico passou a ser conhecido como “modelo planetário do átomo”, por apresentar uma estrutura similar a um sistema solar.
Suas principais características são:
- Os elétrons encontram-se girando na eletrosfera ao redor do núcleo, formado pelos prótons e nêutrons;
- Divisível;
- Indestrutíveis;
- Impenetráveis;
- Eletricamente carregada.
Modelo atômico de Rutherford-Bohr
 |
| Trajetória do elétron |
Porém, de acordo com as explicações físicas da época toda partícula elétrica em movimento circular esta perdendo energia, deste modo se os elétrons giram ao redor do núcleo perdendo energia constantemente, com o tempo eles iriam perder também sua velocidade e com isto iriam descrever uma trajetória em forma de espiral em direção ao núcleo, destruindo o átomo.
 |
| Niels Henrik David Bohr |
utilizando em seus postulados a teoria de Max Planck (1858-1947) que explicou, em 1900, sua hipótese de que a energia não seria emitida continuamente, mas em “partes", essas “partes de energia” foram nomeadas de quantum (que vem do latim “quantidade”, no plural quanta).
Com isto, de acordo com o modelo atômico de Bohr, os elétrons agora estariam girando ao redor do núcleo em órbitas estacionárias (níveis de energia), onde ficariam fixas e mudariam de posição apenas em casos de excitação elétrica (salto quântico), que ocorreria após receber um quantum de energia do meio externo. As camadas podem ser chamadas também de estados/órbitas estacionários ou níveis/camadas eletrônicas/de energia.
Ao receber energia do ambiente, seja ela qual for, o elétron salta de uma orbita mais interna para outra mais externa, essa energia recebida é específica e podemos chamá-la de quantum. Quando o elétron volta de uma orbita mais externa para outra mais interna, ele emite essa energia (quantum) recebida em forma de onda eletromagnética, esse quantum de energia liberada recebe o nome de fóton.Estes saltos que os elétrons fazem de uma orbita para outra se repetem milhões de vezes por segundo, produzindo uma matriz de ondas eletromagnéticas, essa constante emissão de fótons (quanta) é responsável, por exemplo, pelas cores visíveis ao olho humano, emissão de raios ultravioletas, infravermelho etc.
As orbitas eletrônicas de todos os átomos conhecidos se agrupam em sete camadas eletrônicas, sendoestas identificadas pelas letras: K, L, M, N, O, P, Q. Os elétrons possuem uma quantidade fixa de energia em cada camada, por esse motivo os elétrons podem pular, por exemplo, da camada K pra L ou da camada K pra Q, dependendo da quantidade de energia absorvida.
Suas principais características são:
- Os elétrons movimentam-se ao redor do núcleo em um número específico dentro de órbitas bem definidas;
- Ao absorver uma determinada quantidade de energia, o elétron salta de uma orbita mais próxima do núcleo para outra mais afastada e quando esse mesmo elétron libera a energia que havia recebido ele volta para sua camada de origem.
- Divisível;
- Indestrutíveis;
- Impenetráveis;
- Eletricamente carregada.
Vale lembrar que o modelo atômico de Rutherford-Bohr explicava muito bem fenômenos para átomos com um só elétron deixando a desejar nas explicações para átomos com uma quantidade maior de elétrons. A partir de experiências com o espectroscópio, onde se observou que nas difrações da luz emitidas pela movimentação eletrônica, haviam raias de diferentes comprimentos de onda dentro de cada faixa correspondente a um nível de energia, em 1919, o físico inglês Arnold Sommerfeld (1868-1951) baseou-se nestas experiências para propor sua teoria de que os elétrons, além de estarem em seus níveis, também estariam agrupadas em subníveis de energia, identificados pelas letras: s, p, d, f (que vem de: sharp, principal, diffuse e fundamental ou fine, estes nomes definem sua importância)O número máximo de elétrons em cada subnível foi descoberto em 1924, pelo físico inglês Edmund Clifton Stoner(1889-1973), que corresponde, respectivamente a: s, 2 elétrons; p, 6 elétrons; d, 10 elétrons e f,14 elétrons. Já as relações de distribuição energéticas em cada subnível de um átomo no estado fundamental, foram estabelecidas pelo químico quântico Linus Carl Pauling (1901-1994) em seu diagrama conhecido como “diagrama de Linus Pauling”.
Por extenso teríamos a energia distribuída desta forma:
1s², 2s², 2p6, 3s², 3p6, 4s², 3d10, 4p6, 5s², 4d10, 5p6, 6s², 4f14, 5d10, 6p6, 7s², 5f14, 6d10, 7p6.
Exemplo: Cloro (C): 1s², 2s², 2p6, 3s², 3p5
Nem sempre os átomos senguem esta mesma ordem, existem exceções em representações por extenso e ainda temos a representação espacial dos elétrons que estão distribuídas de acordo com a probabilidade de sua posição. Contudo, estes subníveis representam apenas uma ilustração que estejam de acordo com os experimentos científicos, não representando a realidade distributiva dos elétrons, uma vez que isto esteja além do nosso conhecimento humano, atualmente.
