Átomo, Conceitos e evolução histórica do átomo

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Átomo, Conceitos e evolução histórica do átomo

Átomo, Conceitos e evolução histórica do átomo
Desde a antiguidade o homem suspeitava que o mundo físico fosse formado por partículas menores, invisíveis ao olho humano e, segundo alguns pensadores da Grécia antiga, indivisíveis. Graças a essa propriedade, que lhes foi atribuída erroneamente, tais partículas receberam o nome de átomos, termo grego que significa "o que não pode ser dividido".

Alguns dos mais destacados filósofos gregos, como Leucipo e Demócrito, procuraram determinar a estrutura da matéria, afirmando que não seria razoável supor que ela pudesse se subdividir indefinidamente. Segundo eles, deveria existir um limite, que permitisse alcançar uma determinada porção, ainda que ínfima, a partir da qual uma posterior fragmentação não seria possível. Essa teoria, no entanto, só sairia do campo da mera especulação dois mil anos mais tarde, quando o conceito de átomo foi incluído no âmbito da ciência.

No século XIX, o químico inglês John Dalton, analisando os resultados obtidos por ele e por outros pesquisadores ao pesarem as quantidades de reagentes e de reações entre diferentes compostos, deduziu as chamadas leis estequiométricas, sobre as proporções e relações quantitativas que regem as reações químicas, entre as quais se incluem as leis das proporções definidas e das proporções múltiplas. A primeira afirma que, quando dois elementos se unem para formar um determinado composto, sempre o fazem em proporções e em pesos definidos e fixos. Segundo a lei das proporções múltiplas, quando dois elementos reagem entre si para formar mais de um composto, as proporções dos elementos presentes nesses diferentes compostos estão relacionadas por meio de números inteiros. Um exemplo desse tipo de reação ocorre quando se combina oxigênio e cloro, dando origem aos óxidos hipocloroso, cloroso, clórico e perclórico.

Robert Boyle e Edme Mariotte enunciaram a lei dos gases, que quantificava a relação existente entre seu volume e pressão. O fato de apresentarem elevada compressibilidade quando submetidos a altas pressões, indicava que os gases eram constituídos de partículas separadas por grandes distâncias. Dessa forma, concluiu-se que a matéria não era contínua. Esse e outros fenômenos físicos só encontraram explicação na teoria atômica.

Ao final do século XIX, o físico alemão Wilhelm Conrad Roentgen descobriu a existência de um tipo singular de radiação, denominada raios X, capaz de atravessar um objeto material, sendo parte dessa radiação incidente absorvida por ele. Observou-se também que a quantidade de energia absorvida por um corpo era diretamente proporcional a sua espessura e ao peso atômico do material de que era constituído. Aos trabalhos de Roentgen somaram-se as pesquisas do inglês Sir Joseph John Thomson, que conseguiu isolar o elétron, partícula carregada negativamente, que parecia fazer parte da estrutura do átomo; e o desenvolvimento da teoria da radioatividade, pelo casal Pierre e Marie Curie e por Henri Becquerel.


O neozelandês Ernest Rutherford demonstrou que, ao bombardear-se uma chapa metálica com partículas radioativas alfa, apenas uma pequena fração dessas partículas sofria um desvio de trajetória, após atravessar a chapa. Rutherford concluiu que isso ocorria porque as partículas não encontravam na chapa obstáculos que provocassem uma deflexão em sua trajetória. Baseado nisso, propôs um modelo de estrutura atômica na qual os elétrons, partículas de dimensões mínimas e grande mobilidade, giravam em torno do núcleo -- região central do átomo e local onde se concentrava a maior parte de sua massa -- descrevendo órbitas similares às dos planetas em torno do Sol. Dessa forma, a maior parte do átomo se encontraria vazia, com praticamente a totalidade de sua massa condensada no núcleo, que mediria cerca de dez mil vezes menos que o átomo.

Em 1912, Frederick Soddy descobriu que os átomos de um mesmo elemento poderiam apresentar massas nucleares diferentes. Paralelamente, Thomson percebeu que um feixe de átomos de neônio submetido à ação de um campo magnético se separava em dois feixes, que seguiam trajetórias diferentes. Dessa experiência Thomson deduziu a existência de duas "formas" para o mesmo elemento, as quais receberam o nome de isótopos.

O modelo de Rutherford, entretanto, apresentava sérias lacunas. Como era possível que os elétrons girassem em torno dos núcleos sem emitir energia radiante? Com o auxílio da teoria quântica, formulada pelo alemão Max Planck, o dinamarquês Niels Bohr confirmou que os elétrons só podiam mover-se em determinadas órbitas ou níveis energéticos, nos quais não absorviam nem emitiam energia; a absorção ou emissão de energia ocorreria somente quando um elétron saltava de um nível energético para outro.

A hipótese de Bohr permitia explicar a configuração apresentada pelos espectros de emissão (conjunto de raias correspondentes aos comprimentos de onda da radiação luminosa emitida pelos átomos) do átomo de hidrogênio -- elemento que apresenta apenas um elétron --, mas era ainda insuficiente para explicar a configuração dos espectros de átomos com um número mais elevado de elétrons.

Coube ao alemão Arnold Sommerfeld introduzir modificações no modelo de Bohr, postulando órbitas elípticas ao invés de circulares e introduzindo uma série de parâmetros que corrigiam os desvios encontrados entre o modelo antigo e as observações experimentais. A maior falha do modelo de Bohr advinha do fato de que, embora baseado em conceitos da mecânica clássica, introduzia princípios que não podiam ser explicados por essa teoria.

Louis Victor de Broglie, Erwin Schrodinger e Werner Heisenberg desenvolveram, em conjunto, uma nova teoria mecânica, denominada ondulatória. Essa teoria estava fundamentada na hipótese proposta por Broglie de que todo corpúsculo atômico pode comportar-se como onda e como partícula. Heisenberg postulou, em 1925, seu famoso princípio da incerteza, segundo o qual não era possível determinar simultaneamente, com precisão, a posição e a velocidade de uma partícula subatômica. Dessa forma, a ideia de órbita eletrônica perdia o sentido, dando lugar ao conceito de probabilidade de encontrar um determinado elétron em uma dada região do espaço, em um instante qualquer. O átomo, portanto, diferentemente do que haviam proposto Dalton e os antigos filósofos gregos, não era indivisível, constituindo, na verdade, um microuniverso de enorme complexidade. Seu estudo levava ao próprio limite da realidade da matéria e fazia desvanecer as noções comuns de certeza e precisão, espaço e tempo, energia e matéria.

Partículas e parâmetros atômicos Os elétrons, de carga negativa e massa infinitesimal, movem-se em órbitas ao redor do núcleo atômico. Esse último, situado no centro do átomo, é constituído por prótons, partículas de carga positiva, com uma massa equivalente a 1.837 vezes a massa do elétron, e por nêutrons, partículas sem carga e de massa ligeiramente superior à dos prótons. O átomo é, dessa forma, eletricamente neutro, uma vez que possui números iguais de prótons e elétrons.

O número de elétrons de um átomo é denominado número atômico, sendo esse valor utilizado para estabelecer o lugar que um elemento ocupa na tabela periódica, ordenação sistemática dos elementos químicos conhecidos. Cada elemento caracteriza-se por possuir um determinado número de elétrons, que se distribuem nos diferentes níveis de energia do átomo, ocupando uma série de camadas, designadas pelos símbolos K, L, M, N, O, P e Q. Cada uma dessas camadas possui uma quantidade fixa de elétrons. Assim, a camada K, mais próxima do núcleo, comporta somente dois elétrons; a camada L, imediatamente posterior, oito, e assim por diante. Os elétrons da última camada, os mais afastados da região central, são responsáveis pelo comportamento químico do elemento, sendo por isso denominados elétrons de valência.

Outro parâmetro importante no estudo dos átomos é o número de massa, equivalente à soma do número de prótons e nêutrons presentes no núcleo. Um átomo pode, por diversos mecanismos, perder elétrons, carregando-se positivamente, e nesse caso é chamado de íon positivo. Por outro lado, ao receber elétrons, um átomo se torna negativo, sendo denominado íon negativo. O deslocamento dos elétrons provoca uma corrente elétrica, que dá origem a todos os fenômenos relacionados à eletricidade e ao magnetismo.

Na segunda metade do século XX foram feitas inúmeras pesquisas sobre a natureza da força que une os componentes do núcleo. Atualmente, os físicos reconhecem a existência de quatro forças básicas: além da força da gravidade e do magnetismo, a chamada interação nuclear forte, responsável pela coesão do núcleo, e a interação nuclear fraca.

Tais forças de interação nuclear são responsáveis em grande parte pelo comportamento do átomo. Entretanto, as propriedades físicas e químicas de um  elemento são determinadas predominantemente por sua configuração eletrônica (fórmula estrutural da disposição dos elétrons em torno do núcleo) e, em especial, pela estrutura da última camada de elétrons, ou camada de valência.

Observando-se a tabela criada pelo russo Dmitri Ivanovitch Mendeleiev, na qual os elementos químicos são ordenados em grupos verticais e períodos horizontais, conclui-se que as propriedades atribuídas a cada um desses elementos se repetem ciclicamente; daí o nome de tabela ou sistema periódico de elementos.

Um parâmetro cuja determinação causou grandes problemas aos cientistas foi o peso do átomo. Devido a suas dimensões, um átomo não é suscetível de pesagem direta e foi necessário encontrar um artifício que permitisse relacionar os pesos dos diversos átomos. A unidade escolhida foi o chamado peso de combinação, correspondente ao peso de um átomo que se liga com uma parte de hidrogênio e oito de oxigênio.

Cabe mencionar, ainda, dois aspectos relacionados à estrutura atômica e ao comportamento de determinados tipos de átomos. Primeiro, a existência dos já mencionados isótopos, átomos de um mesmo elemento, com mesmo número de prótons, porém com uma quantidade diferente de nêutrons; segundo, o fenômeno da radioatividade. Através desse processo, alguns átomos atuam como emissores de uma radiação nuclear, que constitui a base do uso da energia atômica.

O Átomo
O Átomo
Como você já sabe as substâncias são formadas por partículas denominadas moléculas, e estas, por sua vez, são constituídas por partículas menores, denominadas átomos.

Há muito tempo, cerca de 30 anos antes de Cristo, o filósofo grego Demócrito já afirmava que a matéria era formada por partículas muito pequenas, às quais ele chamou de átomos. Entretanto o conceito de átomo desse filósofo é bem diferente do conceito admitido hoje pelos cientistas.

Segundo Demócrito essa partícula não pode ser dividida. Por isso, ele lhe deu o nome de “átomo” que no grego, significa “indivisível”.

Atualmente após de muitos estudos e experiências, os cientistas afirmam que o átomo é formado por várias partículas e que elas estão dispostas de tal forma que o átomo pode ser dividido em partes: o núcleo e a eletrosfera.

O núcleo e a eletrosfera - O núcleo é a parte central do átomo. É formado por dois tipos diferentes de partícula: os prótons (p) e os neutrons (n).

A eletrosfera, também conhecida por coroa, é constituída pelas partículas que circundam o núcleo.
Essas partículas recebem o nome de elétrons (e) e são menores que os prótons e os nêutrons.

Como você pode perceber, o átomo é muito parecido com o Sistema Solar. No Sistema Solar, o sol fica no centro e ao redor dele giram os planetas. No átomo, de um modo semelhante, os elétrons giram em torno do núcleo, em órbitas dispostas em planos diferentes.

Num átomo, o número de prótons é igual ao de elétrons. Mas o número de nêutrons pode ser diferente do de elétrons e de prótons.

Carga elétrica das partículas As partículas do átomo possuem carga elétrica. Só que a carga de cada uma dessas partículas é diferente das outras. Assim os prótons têm carga elétrica positiva e os nêutrons são partículas sem carga elétrica. Já os elétrons têm carga elétrica negativa.

Cada tipo de carga elétrica apresenta um comportamento diferente.

Através de experiências muito simples é possível demonstrar como as cargas elétricas se comportam. 


Agora vamos ver o que ocorre quando as cargas são opostas.

Nessa experiência, a bolinha de plástico continua carregada negativamente e o bastão de vidro está com carga elétrica positiva. Observe que a bola e o bastão atraem-se mutuamente quando colocados próximos um do outro.

Essas experiências mostram que:

Cargas do mesmo sinal se repelem e de sinais contrários se atraem.

O mesmo fenômeno que ocorre com as bolinhas e o bastão de vidro também se dá com as partículas do átomo, pois como você sabe elas também possuem cargas elétricas.

Você sabe também que o núcleo de um átomo contém partículas com cargas positivas, os prótons.

Diante disso surge um problema: se as cargas do mesmo sinal se repelem, como se explica que os prótons se mantenham unidos no núcleo de um átomo?

Isso é possível porque além de prótons, o núcleo contém nêutrons que são partículas sem carga elétrica. Assim os nêutrons são as partículas responsáveis pela estabilidade do núcleo do átomo, neutralizando a repulsão que há entre os prótons.

Número de massa e número atômicoA soma do número de prótons e de nêutrons existentes no núcleo de um átomo recebe o nome de número de massa e é representado pela letra A.

O número atômico corresponde ao número de prótons ou de elétrons existentes num átomo e é representado pela letra Z.

Temos então:
A = número da massa = p + n Z = número atômico = p = e

O átomo é eletricamente neutro, pois o número de prótons é igual ao número de elétrons, e, como sabemos, as cargas elétricas dessas têm o mesmo valor absoluto, embora sejam de sinais contrários.

Massa atômica Como você sabe, o átomo é tão pequeno que é impossível vê-lo até mesmo com o auxílio de microscópios potentes. Logo é impossível medir sua massa utilizando uma balança e as unidades usuais de massa, como grama, quilograma, etc.

Para determinar a massa atômica, os cientistas precisavam de algo que pudesse ser usado como padrão. Assim, em 1961, eles adotaram o átomo-padrão o átomo do carbono com o número atômico igual a 6 e o número da massa igual a 12. A seguir imaginaram esse átomo dividido em 12 partes iguais e consideraram uma dessas partes como a unidade de massa atômica.

Imagine você também o átomo de carbono sendo dividido em doze partes iguais. A unidade de massa atômica corresponde à massa de ½ do carbono 12.

Quando dizemos, por exemplo, que a massa atômica do hélio é 4, queremos dizer que sua massa é 4 vezes maior que 1/12 da massa do carbono 12.

O arranjo dos elétrons na eletrosfera - Já vimos que a eletrosfera é constituída por partículas chamadas elétrons que giram ao redor do núcleo.

Mas essas partículas não se encontram aí de maneira desorganizada, girando ao acaso. Pelo contrário. Elas distribuem-se em camadas, cada uma com o número determinado de elétrons, como veremos a seguir.

Camadas eletrônicasUm átomo pode ter no máximo 7 camadas eletrônicas. Cada uma é designada por uma letra. A mais próxima do núcleo é designada pela letra K, a segunda pela letra L, a terceira pela letra M e assim por diante.

De modo geral, os átomos não possuem todas as camadas eletrônicas. O átomo de hidrogênio, por exemplo, tem apenas uma. Já o mercúrio tem 6. Mas qualquer que seja o número de camadas eletrônicas de um átomo, a última delas não pode ter mais de 8 elétrons.

Vamos ver agora como é a distribuição dos elétrons de alguns átomos:

A= número de massa = 4
Z= número atômico = 2

Como Z corresponde ao número de prótons, Esse átomo tem 2 prótons. Consequentemente o átomo de hélio possui também 2 elétrons pois o número de prótons é igual ao de elétrons.

Ainda com base na notação, sabemos que A = 4. Como A = p +n, temos:
O número de nêutrons = 4-2 = 2.
Assim, esse átomo tem:
2 prótons, 2 nêutrons e 2 elétrons.

Note que o átomo de hélio tem apenas uma camada eletrônica, a camada k, com 2 elétrons. Observe também que esse é o número máximo de elétrons desta primeira camada.

O que são íons?

Consideremos o átomo de cloro com 17 prótons, 17 elétrons e 18 nêutrons.

Para adquirirem estabilidade, os átomos tendem a ganhar ou perder elétrons de tal forma que a última camada fique completa.

Observe que a última camada eletrônica do átomo de cloro com 7 elétrons. Para completar o número máximo de 8 elétrons na última camada, esse átomo deverá receber 1 elétron. Porém caso ganhe o elétron que lhe falta, o átomo de cloro deixará de ser neutro, pois terá 17 prótons e 18 elétrons.

Nesse caso o átomo de cloro ficará carregado negativamente, pois terá mais elétrons do que prótons. O átomo carregado negativamente recebe o nome de íon negativo ou ânion.

Assim esse átomo é denominado de íon de cloro e é representado por Cl-.

O sinal menos mostra que o átomo de cloro ganhou um elétron.

Consideremos o átomo de sódio que tem 11 prótons, 11 elétrons e 12 nêutrons.

Veja esse átomo tem apenas um elétron na última camada. Se ele perder esse elétron, a camada anterior ficará completa. Porém nesse caso o átomo de sódio deixará de ser um neutro, pois terá 11 prótons e 10 elétrons.

Dizemos então que o átomo de sódio ficou carregado positivamente pois seu números de prótons tornou-se maior do que seu número de elétrons. O átomo carregado positivamente recebe o nome de íon positivo ou cátion.

O átomo de sódio é denominado, portanto, de íon de sódio e é representado por Na+. O sinal mais significa que o átomo de sódio perdeu um elétron.

Resumindo, podemos dizer que os íons se classificam em dois tipos:

* Ânions - São íons negativos, pois nesse caso o número de elétrons é maior do que o de prótons, ou seja, o átomo ganhou elétrons.

* Cátions - São íons positivos, pois nesse caso o número de elétrons do átomo é menor do que o de prótons, ou seja, o átomo perdeu elétrons.

Os átomos dos gases nobres Você verá que os átomos se combinam dando origem a substâncias. Por exemplo, dois átomos de hidrogênio (H) podem combinar-se com um átomo de oxigênio (O), dando origem a uma molécula de água. No entanto, os átomos que tem 8 eletrons na última camada dificilmente se combinam com outros; eles são estáveis. Isso ocorre com os átomos dos gases neônio, argônio, xenônio, criptônio e radônio, que por isso receberam o nome de gases nobres.

O gás hélio também é um gás nobre, embora seja uma exceção, pois tem apenas 2 elétrons na última camada eletrônica.

Veja o esquema dos átomos de dois gases nobres:

O átomo
História - A ideia simples e parecia consistente: se a matéria podia ser dividida em pedaços cada vez menores, devia haver um ponto que chegasse a mínima fração possível.

Foi assim que os antigos filósofos gregos conceberam o átomo (indivisível). A doutrina deve ter-se originado por outra do século V ªC. e seus principais representantes foram Lucipo e Demócrito.

Do primeiro quase nada se sabe. O segundo discípulo daquele, nasceu na Croácia, em torno do ano 460 a.C. Dono de uma curiosidade enciclopédica realizou observações no terreno da Zoologia, dos quais só restaram fragmentos.

Além de indivisíveis, devido a sua pequena massa, e só se distinguiam um dos outros por seu tamanho e por sua forma.

As diferentes formas é que davam às diversas substâncias suas propriedades. Os líquidos, por exemplo, deviam sua fluidez ao fato de serem construídos por átomos esféricos, deslizavam perfeitamente uns sobre os outros.

O atomismo foi das primeiras tentativas de descobrir uma explicação racional para a multiplicidade de seres da natureza. Abandonada durante a idade Média cristã, a ideia foi preservada no mundo muçulmano.

O poeta místico persa do século XIII Djalau Ud-Din Rumi chegou a afirmar que os átomos eram indivisíveis ( 700 anos antes da física moderna ). O século XVII assistiu a uma retomada do interesse pelos átomos: O principal representante do atomismo dessa época foi Pierre Gassendi (1592 - 1655), professor no Collége Royal, de Paris. Ele procurou sintetizar as filosofias dos antigos gregos com o cristianismo.

No século XIX, a partir das teorias sobre gases do inglês John Dalton e do italiano Amadeo Avogrado, o atomismo deixou o terreno da filosofia para entrar no da ciência.

Número atômico - O número de prótons, que não varia, recebe o nome de número atômico e serve para identificar o elemento químico.

Cada número atômico é exclusivo de um determinado elemento químico.

O número atômico do hidrogênio é 1, pois o átomo de hidrogênio possui apenas um próton.

Número de massa - A soma do número de prótons com o número de nêutrons é o número de massa do átomo.

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