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Átomo

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Representação de um átomo de helio .

Em química e física, átomo (do latín atomum, e este do grego ἄτομον, sem partes)[1] é a unidade mais pequena de um elemento químico que mantém sua identidade ou suas propriedades e que não é possível dividir mediante processos químicos.

O conceito de átomo como bloco básico e indivisible que compõe a matéria do universo foi postulado pela escola atomista na Antiga Grécia. No entanto, sua existência não ficou demonstrada até o século XIX. Com o desenvolvimento da física nuclear no século XX comprovou-se que o átomo pode subdividirse em partículas mais pequenas.[2] [3]

Conteúdo

Estrutura atómica

A teoria aceitada hoje é que o átomo se compõe de um núcleo de ónus positiva formado por protones e neutrones, em conjunto conhecidos como nucleones, ao redor do qual se encontra uma nuvem de elétrons de ónus negativa.

O núcleo atómico

Artigo principal: Núcleo atómico

O núcleo do átomo encontra-se formado por nucleones, os quais podem ser de duas classes:

O núcleo mais singelo é o do hidrógeno, formado unicamente por um protón. O núcleo do seguinte elemento na tabela periódica, o helio, encontra-se formado por dois protones e dois neutrones. A quantidade de protones contidas no núcleo do átomo conhece-se como número atómico, o qual se representa pela letra Z e se escreve na parte inferior esquerda do símbolo químico. É o que distingue a um elemento químico de outro. Segundo o descrito anteriormente, o número atómico do hidrógeno é 1 (1H), e o do helio, 2 (2Tenho).

A quantidade total de nucleones que contém um átomo se conhece como número mássico, representado pela letra A e escrito na parte superior esquerda do símbolo químico. Para os exemplos dados anteriormente, o número mássico do hidrógeno é 1(1H), e o do helio, 4(4Tenho).

Existem também átomos que têm o mesmo número atómico, mas diferente número mássico, os quais se conhecem como isótopos. Por exemplo, existem três isótopos naturais do hidrógeno, o protio (1H), o deuterio (2H) e o tritio (3H). Todos possuem as mesmas propriedades químicas do hidrógeno, e podem ser diferenciados unicamente por certas propriedades físicas.

Outros termos menos utilizados relacionados com a estrutura nuclear são os isótonos, que são átomos com o mesmo número de neutrones. Os isóbaros são átomos que têm o mesmo número mássico.

Como os protones têm ónus positivas dever-se-iam repeler entre si, no entanto, o núcleo do átomo mantém sua coesão devido à existência de outra força de maior magnitude, ainda que de menor alcance conhecida como a interacção nuclear forte.

Interacções eléctricas entre protones e elétrons

Dantes do experimento de Rutherford a comunidade científica aceitava o modelo atómico de Thomson, situação que variou após a experiência de Rutherford . Os modelos posteriores baseiam-se em uma estrutura dos átomos com uma massa central carregada positívamente rodeada de uma nuvem de ónus negativa.[4]

Este tipo de estrutura do átomo levou a Rutherford a propor seu modelo em que os elétrons mover-se-iam ao redor do núcleo em órbitas. Este modelo tem uma dificuldade proveniente do facto de que uma partícula carregada acelerada, como seria necessário para se manter em órbita, radiaría radiación electromagnética, perdendo energia. As leis de Newton, junto com as equações de Maxwell do electromagnetismo aplicadas ao átomo de Rutherford levam a que em um tempo da ordem de 10−10 s, toda a energia do átomo ter-se-ia radiado, com a consiguiente queda dos elétrons sobre o núcleo.[5]

Nuvem electrónica

Artigo principal: Nuvem de elétrons

Ao redor do núcleo encontram-se os elétrons que são partículas elementares de ónus negativa igual a um ónus elementar e com uma massa de 9,10 × 10–31 kg

A quantidade de elétrons de um átomo em seu estado basal tanto faz à quantidade de protones que contém no núcleo, isto é, ao número atómico, pelo que um átomo nestas condições tem um ónus eléctrico neta igual a 0.

A diferença dos nucleones, um átomo pode perder ou adquirir alguns de seus elétrons sem modificar sua identidade química, transformando-se em um ion, uma partícula com ónus neto diferente de zero.

O conceito de que os elétrons se encontram em órbitas satelitales ao redor do núcleo se abandonou em favor da concepção de uma nuvem de elétrons deslocalizados ou difusos no espaço, o qual representa melhor o comportamento dos elétrons descrito pela mecânica cuántica unicamente como funções de densidade de probabilidade de encontrar um elétron em uma região finita de espaço ao redor do núcleo.

Dimensões atómicas

A maior parte da massa de um átomo concentra-se no núcleo, formado pelos protones e os neutrones, ambos conhecidos como nucleones, os quais são 1836 e 1838 vezes mais pesados que o elétron respectivamente.

O tamanho ou volume exacto de um átomo é difícil de calcular, já que as nuvens de elétrons não contam com bordas definidas, mas pode se estimar razoavelmente em 1,0586 × 10–10 m, o duplo da rádio de Bohr para o átomo de hidrógeno . Se isto se compara com o tamanho de um protón, que é a única partícula que compõe o núcleo do hidrógeno, que é aproximadamente 1 × 10–15 se vê que o núcleo de um átomo é cerca de 100.000 vezes menor que o átomo mesmo, e no entanto, concentra praticamente o 100% de sua massa.

Para efeitos de comparação, se um átomo tivesse o tamanho de um estádio, o núcleo seria do tamanho de uma canica colocada no centro, e os elétrons, como partículas de pó agitadas pelo vento ao redor dos assentos.

História da teoria atómica

O conceito de átomo existe desde a Antiga Grécia proposto pelos filósofos gregos Demócrito, Leucipo e Epicuro, no entanto, não se gerou o conceito por médio da experimentación senão como uma necessidade filosófica que explicasse a realidade, já que, como propunham estes pensadores, a matéria não podia se dividir indefinidamente, pelo que devia existir uma unidade ou bloco indivisible e indestructible que ao se combinar de diferentes formas criasse todos os corpos macroscópicos que nos rodeiam.[6] O seguinte avanço significativo realizou-se até em 1773 o químico francês Antoine-Laurent de Lavoisier postuló seu enunciado: "A matéria não se cria nem se destrói, simplesmente se transforma."; demonstrado mais tarde pelos experimentos do químico inglês John Dalton quem em 1804 , depois de medir a massa dos reactivos e produtos de uma reacção, e concluiu que as substâncias estão compostas de átomos esféricos idênticos para a cada elemento, mas diferentes de um elemento a outro.[7]

Depois em 1811 Amedeo Avogadro, físico italiano, postuló que a uma temperatura, pressão e volume dados, um gás contém sempre o mesmo número de partículas, sejam átomos ou moléculas, independentemente da natureza do gás, fazendo ao mesmo tempo a hipótese de que os gases são moléculas poliatómicas com o que se começou a distinguir entre átomos e moléculas.[8]

O químico russo Dmítri Ivánovich Mendeléyev criou em 1869 uma classificação dos elementos químicos em ordem crescente de sua massa atómica, remarcando que existia uma periodicidad nas propriedades químicas. Este trabalho foi o precursor da tabela periódica dos elementos como a conhecemos actualmente.[9]

A visão moderna de sua estrutura interna teve que esperar até o experimento de Rutherford em 1911 e o modelo atómico de Bohr . Posteriores descobertas científicas, como a teoria cuántica, e avanços tecnológicos, como o microscopio electrónico, têm permitido conhecer com maior detalhe as propriedades físicas e químicas dos átomos.[10]

Evolução do modelo atómico

Os elementos básicos da matéria são três.
Quadro geral das partículas, quarks e leptones.
Diferença entre os bariones e os mesones.
Erro ao criar miniatura:
Diferença entre fermiones e bosones.
Tamanho relativo das diferentes partículas atómicas.

A concepção do átomo que se teve ao longo da história tem variado de acordo às descobertas realizadas no campo da física e a química. A seguir fá-se-á uma exposição dos modelos atómicos propostos pelos cientistas de diferentes épocas. Alguns deles são completamente obsoletos para explicar os fenómenos observados actualmente, mas se incluem a maneira de reseña histórica.

Modelo de Dalton

Foi o primeiro modelo atómico com bases científicas, foi formulado em 1808 por John Dalton, quem imaginava aos átomos como diminutas esferas.[11] Este primeiro modelo atómico postulaba:

No entanto desapareceu ante o modelo de Thomson já que não explica os raios catódicos, a radioactividad nem a presença dos elétrons (e-) ou protones(p+).

Modelo de Thomson

Arquivo:The Modern Atom Model.png
Modelo atómico moderno
Funções de onda dos primeiros orbitais atómicos
Modelo atómico de Thomson
Artigo principal: Modelo atómico de Thomson

Depois da descoberta do elétron em 1897 por Joseph John Thomson, determinou-se que a matéria se compunha de duas partes, uma negativa e uma positiva. A parte negativa estava constituída por elétrons, os quais se encontravam segundo este modelo inmersos em uma massa de ónus positiva a maneira de passas em um pastel (da analogia do inglês plum-pudding model) ou uvas em gelatina. Posteriormente Jean Perrin propôs um modelo modificado a partir do de Thompson onde as "passas" (elétrons) se situavam na parte exterior do "pastel" (o ónus positivo).


Detalhes do modelo atómico

Para explicar a formação de iones, positivos e negativos, e a presença dos elétrons dentro da estrutura atómica, Thomson criou um átomo parecido a um pastel de frutas. Uma nuvem positiva que continha as pequenas partículas negativas (os elétrons) suspendidos nela. O número de ónus negativas era o adequado para neutralizar o ónus positivo. No caso de que o átomo perdesse um elétron, a estrutura ficaria positiva; e se ganhava, carrega-a final seria negativa. Desta forma, explicava a formação de iones; mas deixou sem explicação a existência das outras radiaciones.

Modelo de Rutherford

Modelo atómico de Rutherford

Este modelo foi desenvolvido pelo físico Ernest Rutherford a partir dos resultados obtidos no que hoje se conhece como o experimento de Rutherford em 1911. Representa um avanço sobre o modelo de Thomson, já que mantém que o átomo se compõe de uma parte positiva e uma negativa, no entanto, a diferença do anterior, postula que a parte positiva se concentra em um núcleo, o qual também contém virtualmente toda a massa do átomo, enquanto os elétrons se localizam em uma corteza orbitando ao núcleo em órbitas circulares ou elípticas com um espaço vazio entre eles. Apesar de ser um modelo obsoleto, é a percepción mais comum do átomo do público não científico.

Rutherford predisse a existência do neutrón no ano 1920, por essa razão no modelo anterior (Thomson), não se fala deste.

Por desgraça, o modelo atómico de Rutherford apresentava várias incongruencias:

Modelo de Bohr

Modelo atómico de Bohr
Artigo principal: Modelo atómico de Bohr

Este modelo é estritamente um modelo do átomo de hidrógeno tomando como ponto de partida o modelo de Rutherford, Niels Bohr trata de incorporar os fenómenos de absorción e emissão dos gases, bem como a nova teoria da cuantización da energia desenvolvida por Max Planck e o fenómeno do efeito fotoeléctrico observado por Albert Einstein.

“O átomo é um pequeno sistema solar com um núcleo no centro e elétrons movendo-se ao redor do núcleo em órbitas bem definidas.” As órbitas estão cuantizadas (os e- podem estar só em certas órbitas)

O maior sucesso de Bohr foi dar a explicação ao espectro de emissão do hidrógeno. Mas só a luz deste elemento. Proporciona uma base para o carácter cuántico da luz, o fotón é emitido quando um elétron cai de uma órbita a outra, sendo um pulso de energia radiada.

Bohr não pode explicar a existência de órbitas estáveis e para a condição de cuantización.

Bohr encontrou que o momento angular do elétron é h/2π por um método que não pode justificar.

Modelo de Schrödinger

Densidade de probabilidade de localização de um elétron para os primeiros níveis de energia.

Após que Louis-Victor de Broglie propôs a natureza ondulatoria da matéria em 1924 , a qual foi generalizada por Erwin Schrödinger em 1926 , se actualizou novamente o modelo do átomo.

No modelo de Schrödinger abandona-se a concepção dos elétrons como esferas diminutas com ónus que giram em torno do núcleo, que é uma extrapolación da experiência a nível macroscópico para as diminutas dimensões do átomo. Em vez disto, Schrödinger descreve aos elétrons por médio de uma função de onda, o quadrado da qual representa a probabilidade de presença em uma região delimitada do espaço. Esta zona de probabilidade conhece-se como orbital. A gráfica seguinte mostra os orbitais para os primeiros níveis de energia disponíveis no átomo de hidrógeno.

Referências

  1. «Átomo», em Dicionário da Língua Espanhola (22ª ed.). Real Academia Espanhola (2001). Consultado o 20 de julho de 2009.
  2. Haubold, Hans; Mathai, A. M. (1998). «Microcosmos: From Leucippus to Yukawa». Structure of the Universe. Common Sense Science. Consultado o 17-01-2008.
  3. Harrison (2003:123–139).
  4. Antonio Rañada(1990), Dinâmica Clássica. Madri, Aliança Editorial, S. A. 84-206-8133-4
  5. B.H. Bransden and C.J. Joachain (1992), Physics of Atomos and Molecules. Harlow-Essex-England, Longman Group Limited. 0-582-44401-2
  6. presocraticos/Atomistas/atomis.html Filósofos Presocráticos: Atomistas, Leucipo e Demócrito
  7. Protagonistas da revolução:Lavoisier, A.L.
  8. Amedeo Avogadro (em italiano)
  9. Elements and Atoms: Chapter 12: Mendeleev's First Periodic Table (em inglês)
  10. Experimento de Rutherford
  11. Rincão Arce, Alvaro (1983) ABC de Química Primeiro Curso, Editorial Ferreiro, México, ISBN: 968-420-294-6.

Veja-se também

Enlaces externos

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