Átomo

átomo

 

 

Teoria Atómica

De que se tenha conhecimento, a ideia do átomo surgiu pela primeira vez quando o filósofo grego Demócrito, no século V a.C. sugeriu que a matéria era constituída por partículas muito pequenas e indivisíveis, às quais chamou átomos. Na altura a teoria foi rejeitada por muitos, desde Platão a Aristóteles, a ideia prevaleceu e mais tarde, em 1808, o professoe e cientista inglês John Dalton formulou uma definição para o átomo mais precisa do que a de Demócrito:

  • Os elementos são constituídos por partículas extremamente pequenas chamadas átomos. Todos os átomos de um dado elemento são idênticos, tendo a mesma dimensão, massa e propriedades químicas. Os átomos de um elemento são diferentes dos átomos de todos os outros elementos.

  • Os compostos são constituídos por átomos de mais de um elemento. Em qualquer composto, a razão entre os números de átomos de quaisquer dois elementos presentes é um número inteiro ou uma fracção simples.

  • Uma reação química envolve apenas a separação, combinação ou rearranjo dos átomos: não resulta na sua criação ou destruição.

 

A primeira hipótese diz que os átomos de um dado elemento são diferentes dos átomos de todos os outros elementos.

A segunda hipótese sugere que, para formar um certo composto, é necessário não apenas dos átomos dos elementos certos, mas também dos números específicos destes elementos. Trata-se de uma extensão da lei publicada em 1799 pelo francês Joseph Proust – a lei das proporções definidasamostras diferentes do mesmo composto contêm sempre a mesma proporção das massas dos seus elementos constituintes. Este ponto de Dalton, também apoia outra lei importante, a lei das proporções múltiplasse dois elementos se podem combinar para formar mais de um composto, as massas de um elemento que se combinam com uma dada massa do outro elemento estão na razão de números pequenos e inteiros. Assim, a teoria de Dalton fornece uma explicação semples para esta lei: compostos diferentes constituídos pelos mesmos elementos diferem no número de átomos de cada espécie com que se combinam

Por fim, a terceira hipótese é uma outra forma de exprimir a lei da conservação da massaa matéria não pode ser criada nem destruída.

 

Com base na teoria atómica de Dalton, tem-se que, o átomo é a unidade básica de um elemento que pode entrar numa combinação química.

Dalton imaginou um átomo que era simultaneamente indivisivel e pequeno. No entanto, investigações efectuadas a partir de 1850 e que se estenderam até ao século XX demonstraram que o átomo possui uma estrutura interna, que é constituída por partículas ainda mais pequenas – as partículas subatómicas. Esta investigação levou à descoberta de três destas partículas, o eletrão, o neutrão e o protão.

 

Desta forma pode defenir-se o átomo como a partícula mais pequena de um elemento que conserva as suas propriedades. Por exemplo, se tivermos pó ouro, cada partícula do pós conserva todas as propriedades do ouro; se dividirmos noutras muito mais pequenas, chegar-se-à aos átomos, ou seja, às menores partículas que continuam a ser ouro, com todas as suas características (que não sejam macroscópicas, as quais resultam da média de muitos átomos).

O diâmetro médio dos átomos é de 1-5x10-10m.

 

Os átomos de um mesmo elemento representam-se  por símbolos, que são a primeira letra, ou a primeira e outra, do nome do elemento em latim, por exemplo, o símolo da prata é Ag, de «argentum», enquanto o do ferro é Fe, de «ferrum».

 

Constituição dos átomos

 

Os átomos sao constituídos pelo núcleo e pela camada eletrónica. Na camada eletrónica existem apenas os eletrões, partícula de massa desprezável ou ínfima e com carga eletrica negativa. A carga elétrica do eletrão considera-se a unidade fundamental de carga elétrica.

Existem diversas partículas no núcleo, mas neste artigo serão apenas considerado os protões e os neutrões:

  • Protões - Partículas de massa de aproximadamente uma unidade de massa atómica, uma, e com carga elétrica positiva. A carga elétrica do protão e do eletrão têm exatamente o mesmo valor mas são de sinal contrário.

  • Neutrões - Partículas de massa aproximadamente igual à do protão, mas sem carga elétrica.

O diâmetro médio do núcleo é da orcem de 10-14m. Se se comparar o diâmetro do núcleo, e considerarmos a massa do eletrão desprazável, podemos ver que a massa total do átomo está concentrada no núcleo, mas nos átomos, incluído o núcleo há mais espaços vazios do que "cheios".

 

Símbolos das partículas atómicas:

eletrão

1-0 e ou e

protão

p, 11H ou H+

neutrão

01 n  ou n

O índice inferior indica a massa e o superior a a carga elétrica.

 



O eletrão

A década de 1890 foi registada por uma profunda investigação da radiação – a emissão e transmissão de energia através do espaço na forma de ondas.

De acordo com a teoria eletromagnética, um corpo carregado em movimento comporta-se como um magnete e pode interagir com os campos elétricos e magnéticos que atravessa.  Dado que os raios catódicos são atraídos pela placa com carga positiva e repelidos pela carga negativa, devem ser constituídos por partículas com carga negativa. Conhecemos essas partículas com carga negativa como eletrões.

Um físico inglês J.J. Thomson usou a ampola de raios catódicos e o seu conhecmento da teoria eletromagnética para determinar a razão entre a carga eletrica e a massa de um eletrão. O número que ele encontrou foi -1,76x108C/g, onde C é o coulomb - unidade de carga elétrica. A partir daí, entre 1908 e 1917 R.A.Milikan conseguiu medir a carga do eletrão com grande precisão, depois de ter conseguido descobrir a carga do eletrão (-1,6022x10-19C).

massa de um eletrão=(carga)/(carga/massa)<=> (-1,6022x10-19 C)/(-1,76x108 C/g) <=> 9,10x10-28g.

 

O Protão e o Núcleo

No início do século XX, houve duas características dos átomos que se tornaram claras: continham electrões e eram eletricamente neutros. Para manter a neutralidade elétrica, um átomo deve conter um número igual de cargas positivas e negativas. Por isso Thomson propôs que um átomo podia ser imaginado como uma esfera uniforme de matéria com carga positiva, na qual os eletrões estão embebidos como passas num bolo. Este modelo chamado de «pudim de passas» foi a teoria aceite durante muitos anos.

 

 

Em 1910, o físico neo-zelandês Ernest Rutherford, que tinha estudado com Thomson na Universidade de Cambridge, decidiu usar partículas α para estudar a estrutura do átomo. Juntamente com o seu colega Hans Geiger e um estudante chamado Ernest Marsden, Rutherford realizou uma série de experiências usando uma fonte de radioactividade. Observaram que a maioria das partículas penetrava a lâmina sem desvio ou apenas com uma ligeira defleção. Mas de vez em quando uma partícula α era difractada (ou deflectida) de um ângulo grande. Em alguns casos, a partícula α era ricocheteada na direção de onde tinha vindo. Este foi um achado surpreendente, pois no modelo de Thomson a carga positiva do átomo era tão difusa que as partículas α positivas deveriam ter atravessado a lâmina com desvios muito pequenos.

Mais tarde Rutherford explicou os resultados da experiencia com um novo modelo para o átomo. De acordo com Rutherford , a maior parte do átomo deveria ser espaço vazio, e que as cargas positivas do átomo se encontravam todas concentradas no núcleo, que é um cerne denso no interior do átomo.

As partículas com carga positiva no núcleo chamam-se protões, e mais tarde verificou-se que transportava a mesma quantidade de carga que um eletrão e tem uma massa de 1,67262x10-24g – cerca de 1840 vezes a massa do eletrão de carga contrária.

 

Número atómico - Z

Simbolizado pela letra Z, é o número de protões existentes no núcleo, número que é igual ao de eletrões que há na camada eletrónica. É uma constante característica dos átomos de um mesmo elemento químico. Um átomo com o mesmo número de protões e de eletrões, encontra-se num estado neutro.

Nas transformações químicas correntes o número de partículas no núcleo permanece invariável; apenas muda a distribuição na camada eletrónica, perdendo, ganhando ou partilhando eletrões.

O elemento mais simples é o hidrogénio, de número atómico Z=1, isto é, tem um protão no núcleo e um eletrão na camada eletrónica e, por consequência os protões são núcleos de átomos de hidrogénio.

Os elementos estão classificados por ordem crescente do seu número atómico, que aumenta de unidade em unidade. Ao hidrogénio segue-se o hélio, de número atómico Z=2; a este o lítio, com Z=3, ou seja, com 3 protões no núcleo e 3 eletrões na camada eletrónica.

 

Número de massa - A

Trata-se da soma do número de protões Z, mais o número de neutrões existentes no núcleo. Portanto, a diferença entre o número de massa, A, e o número atómico, A-Z, é igual ao número de neutrões.

 

Isótopos - Diferentes átomos de um mesmo elemento com número atómico igual, mas número de massa diferente. 

Assim: 

  •  número atómico - caracteriza os átomos de um mesmo elemento;
  •  número de massa - caracteriza os átomos de um mesmo isótopo.

Por exemplo, o cloro tem dois isótopos, cujos números de massa são 35 e 37. Como o seu número atómico é 17, o isótopo de número de número de massa 35 terá 18 neutrões, e o isótopo A=37 terá 20 neutrões. O hidrogénio tem mais dois dois isótopos, cujos números de massa são 2, deutério, e 3, trítio, ou seja, com um e dois neutrões respetivamente.

A cada espécie de átomos, com o seu número de massa e o seu número atómico, costuma chamar-se nuclido.

 

Massa Atómica

É a massa do átomo.

Costuma medir-se em daltons, d, que é a unidade de massa atómica, uma (u), e define-se como a duodécima parte (1/12) da massa do núcleo do carbono de número atómico 6 e número de massa 12 (126C, carbono-12, que é 1 u, ou 1 d; isto é, a massa do C-12 é exatamente 12,000 daltons). A massa atómica do 11H é 1,008 daltons, isto é, a massa do átomo de hidrogénio é 1,008 vezes maior do que a duodécima parte da massa do átomo de carbono de 12,000 uma. Rambém se diz que a MASSA ATÓMICA RELATIVA do hidrogénio é 1,008 sem dimensões ou sem ou sem unidades, pois provém de uma razão. As massas atómicas dos elementos químicos, ou as massas atómicas relativas que aparecem nas tabelas, resultam do valor médio ponderado da sua composição isotópica.

 

A massa molar ou massa de 1 mole de átomos também se denomina Átomo-Grama, e é o número de gramas de um elemento igual ao número da sua massa atómica. Por exemplo, 1 átomo-grama de H é 1,008 gramas.

 

Troca de Energia entre Radiação Eletromagnética e matéria

Ao atirar uma pedra sobre a água em repouso de um tanque produz-se uma perturbação, que se transmite a toda a água do tanque  em forma de ondas circulares concêntricas, com origem no local onde caiu a pedra, propaga-se através de um movimento ondulatório.

Uma carga elétrica em repouco origina um campo elétrico; uma carga elétrica em movimento origina um campo elétrico e um campo magnético. Portanto uma carga elétrica pode causar perturbações, neste caso vibrações, num ponto do espaço, as quais podem propagar-se em todas as direções na forma de movimento ondulatório transversal. A perturbação propaga-se, mas não há propagação nem ransporte de matéria. A propagação de um campo elétrico e de um campo magnético cujos planos de vibração sejam constantemente perpendiculares entre si e perpendiculares à direção de propagação constitui a radiação eletromagnética, que pode dar lugar ao espectro eletromagnético.

 

Dualismo Onda-Partícula

 

Efeito fotoelétrico 

Consiste na emissão de eletrões por um metal quando se incide sobre ele radiação eletromagnética de energia suficientemente elevada, isto é, trata-se da emissão de eletrões, especialmente por metais, sob a ação da luz (radiação).

 

Simulador de efeito fotoelétrico

 

Vê-se a passagem de corrente elétrica quando sobre a placa metálica ligada ao pólo negativo incide radiação capaz de lhe arrancar eletrões, os quais se transição eletrãodirigem para a outra placa ligada ao pólo positivo. Explica-se este efeito pela natureza corpuscular de qualquer radiação eletromagnética. Os corpúsculos chamam-se fotões e cada fotão contém (ou é) uma quantidade elementar de energia, o quantum de energia.

A energia dos fotões da radiação consome-se em parte no trabalho de arrancar o eletrão e em parte ao comunicar-lhe a energia cinética, Ec=1/2mv2, necessária para se deslocar afastando-se do metal, onde m=massa e v=velocidade do eletrão. Se os fotões não tiverem energia suficiente, o metal não emitirá eletrões, apesar da incidencia de uma energia muito intensa; por outro se a energia dos fotões for suficiente, embora a radiação seja fraca (ou seja, formada por poucos fotões) o metal emitirá eletrões.

  • Energia de Remoção - a energia mínima para retirar um dado eletrão de um átomo de um material, e representa-se no SI em joule por cada eletrão removido (J/e);
  • Energia de Ionização - energia de remoção do eletrão que se encontra na posição mais "exterior", que é a menor de todas.

Se a energia da radiação incidente for superior à energia de remoção, o eletrão é extraído com uma certa energia cinética.

 

  1. Eradiação > Eremoção => há efeito fotoelétrico
  2. Eradiação < Eremoção => não há efeito fotoelétrico
  3. Eradiação = Eremoção + Ecinética do eletrão

 

Emissão de raios X

Um efeito inverso do fotoelétrico é a emissão dos raios X por uma placa metálica quando sobre ela chocam eletrões a uma determinada velocidade, isto é, com uma determinada energia cinética, anulando ali o seu movimento. A energia, e portanto, a frequência dos raios X dependem da energia dos eletrões que os produziram.

 

Ondas de matéria

Louis de Broglie postulou que qualquer partícula material de massa m e velocidade v, tem associada uma onda de natureza eletromagnética, cujo comprimento de onda vale λ=h/mv.

 

Princípio de Incerteza de Heisenberg

A luz visível e, em geral,  a radiação eletromagnética, manifesta-se por vezes com um caráter ondulatório e contínuo. É o que acontece nos fenómenos de reflexão, refraçãodifração, e por vezes com o caráter corpuscular descontínuo quantizado. O princípio de incerteza, fundamento da mecânica quântica, estabelece que é impossível observar simultaneamente ambos os caracteres. A limitação reside na mente humana; se se observar a radiação como onda, é impossível observá-la como fotão e vice-versa.

 

 

Espetroscopia

Estudo da troca de energia entre radiação eletromagnética e matéria. Permie interpretar os espetros originados pelas diversas substâncias.

No átomo, os eletrões negativos movem-se em torno do núcleo positivo; à primeira vista poder-se-ia pensar que que os eletrões viriam a colapsar com o núcleo, no entanto tal não acontece.

A estabilidade do átomo é explicada pela teoria quântica da seguinte forma: 

  • o eletrão é uma partícula que possui uma certa energia; 

  • o eletrão pode absorver energia de qualquer tipo (elétrica, térmica, radiante); 

  • o eletrão pode emitir energia que é sempre radiante e, portanto, que se manifesta em forma de radiação, podendo originar um espetro.

A descontinuidade das riscas espectrais está associada à descontinuidade da energia do eletrão no átomo.

(Mais sobre espetros de emissão, absorção, riscas, descontinuo e luz em Natureza da LuzNatureza de uma ondaLuz, cor e visão)

 

 

Modelo Atómico de Bohr

O dinamarquês e Prémio Nobel da Física de 1922 Niels Bohr, estabeleceu certos princípios que explicam a estabilidade do átomo. Esses princípios servem de base para a compreensão dos espetros e permitiram-lhe interpretar e decifrar o espetro do átomo do átomo do hidrogénio.

Os eletrões, partículas eletricamente negativas, movem-se em torno do núcleo positivo.

A energia total do eletrão é a soma da sua energia cinética devido ao facto de ser uma partícula em movimento, mais a sua energia potencial por ser uma carga elétrica negativa próxima do núcleo com carga elétrica positiva e influenciado pelos restantes eletrões carregados com eletricidade do mesmo sinal.

Esta energia total não pode ter quaisquer valores, mas antes certos valores determinados, permitidos, quantizados - os estados estacionários de energia.

Os eletrões em torno do núcleo ocupam de preferência certas regiões do espaço, os seus correspondentes níveis energéticos quantizados. Enquanto o eletrão se move num mesmo nível energético, ou nível quântico, não absorve nem emite energia.

Se o eletrão saltar para um nível energético superior mais afastado do que o núcleo, absorve energia; se saltar para um nível energético inferior mais próximo do núcleo, emite energia.

Esta variação de energia não é gradual, ocorrendo de uma só vez, isto é, é quantizada e é igual à diferença de energia entre os dois níveis energéticos.

  • Um átomo em que todos os seus eletrões ocupam ou se movem no seu nível energético correspondente encontra-se no seu estado fundamental.

  • Um átomo em que pelo menos um eletrão ocupa um nível energético superior encontra-se num estado excitado (tende a voltar para o estado fundamental emitindo  a energia que absorveu ao excitar-se).

A equação apresentada do Bohr para a energia do eletrão no átomo de hidrogénio é:

En = -(2,18/n2) x 10-18J

 

Absorção de energia por um átomo

Quando incide energia sob a forma de radiação sobre um átomo, podem ocorrer três situaçãos:

  1. A energia da radiação incidente é igual ou superior à energia suficiente para extrair o eletrão do átomo - o eletrão abandona o átomo, que fica ionizado (a energia cinética fora do átomo pode ter um valor qualquer).
  2. A energia incidente é inferior à energia de remoção do eletrão e corresponde exatamente à energia necessária e suficiente para provocar uma transição desse eletrão - o eletrão transita para um estado de energia permitido e o átomo fica excitado.
  3. A energia da radiação incidente é inferior à energia de remoção do eletrão, mas não corresponde à energia necessária para que ocorra alguma transição - a radiação não é absorvida, nada acontece ao átomo.

 

Experimente os diversos modelos do átomo de hidrogénio no simulador abaixo.
 

Números Quânticos

O modelo atómico atual é o quântico, que se baseia na Mecânica Quântica, no qual o comportamento do átomo é descrito pela equação de Schrödinger.

Devido ao facto de se ter deixado de falar de certezas e apenas de probabilidades da posição do átomo, abandonou-se o conceito de órbita e passou a falar-se de orbital, que se pode definir como uma região do espaço onde, sob a ação do núcleo, o eletrão com uma dada energia tem probabilidade de se encontrar.

Não é possível visualizar uma orbital, no entanto existem várias formas de a representar, sendo que uma delas é o modelo da nuvem eletrónica, em que as zonas representadas com uma maior densidade são as zonas com uma maior probabilidade de se encontrar o eletrão que é em torno do eletrão.

 

números quânticos

 

As característicaas de cada eletrão são determinadas por quatro números - os números quânticos:

1. número quântico principal - n

Os eletrões no átomo encontram-se distribuídos em camadas ou níveis energéticos (níveis quânticos) princípais. Em cada nível quântico, a energia total dos eletrões que o ocupa é aproximadamente a mesma. A cada nível energético principal é atribuído um número inteiro: 1, 2, 3...n, denominado número quântico principal, que está diretamente relacionado com a energia do eletrão.

O número quântico principal também indica o número máximo de eletrões que uma camada ou nível energético pode conter, que é 2n2; assim no primeiro nível energético apenas cabem 2x12=2 eletrões, no segundo cabem 2x22=8 eletrões, no terceiro 2x23=18 eletrões, etc.

2. número quântico de momento angular, secundário, ou azimutal - l

Cada nível energético principal desdobra-se em subníveis de energia, cujo número é igual a n, que dependem do segundo número quântico, o número quântico secundário, l, ou número quântico orbital. O primeiro nível principal de n=1 é ao mesmo tempo o seu subnível; na camada n=2 há dois subníveis; no nível quântico n=3 há três subníveis, etc. 

O número quântico secundário l pode tornar n valores começando por 0, sendo o seu valor máximo n-1; logo, estes valores são 0, 1, 2,...n-1, aos quais se atribuem as letras spdf,... respetivamente, e indicam a forma e o tamanho do orbital; por exemplo, para n=1 o único valor de l é 0; para n=2, l toma os valores 0, 1, etc. Além disso, l indica o número de orbitais correspondentes a cada subnível, que é 2l+1; para l=0, há um único orbital que é s, qualquer que seja n, pois 2x0+1=1; paral=1 há três orbitais, que são p, pois 2x1+1=3, etc. Os orbitais s têm forma esférica e o seu raio aumenta com o nível energético principal; os orbitais p têm uma forma parecida com um oito; os cinco orbitais d têm uma forma semelhante a laços. 

Todos os orbitais que não sejam s orientam-se segundo os três eixos de coordenadas cartesianas com origem no núcleo; assim, os p orientados segundo o eixo das abcissas são px, os orientados segundo o eixo das ordenadas são py e os orientados segundo o eixo dos z, são pz.

No primeiro nível energético não há orbitais p, no segundo nível quântico não há orbitais d, no terceiro não há orbitais f.

Os eletrões são representados por um número que é o número quântico principal que indica o nível onde está o eletrão, seguido de uma letra que corresponde ao número quântico secundário e que indica o subnível e a forma do orbital. Deste modo, um eletrão simbolizado por 1s significa que o seu número quântico principal é 1, ou seja, está no primeiro nível energético; significa também que o seu número quântico secundário é 0 e que o seu orbital é esférico; um eletrão simbolizado por 2s indica que tem n=2 e que l=0; um eletrão simbolizado por 2p significa que tem n=2, que l=1, e se for 2pz, significa além disso que está orientado segundo o eixo dos z; um eletrão simbolizado por 3d encontra-se no terceiro nível,n=3, tem l=2 e o seu orbital é d. 

3. número quântico magnético - ml

Dado que o eletrão é uma partícula com carga elétrica em movimento, cria um campo magnético e, portanto, orienta-se num campo magnético externo. As diferentes orientações 'permitidas' são indicadas pelo terceiro número quântico, o número quântico magnético, ml, que é um número inteiro: positivo, nulo ou negativo.

4. número quântico de spin

Os eletrões possuem um movimento rotacional ou de rotação sobre si mesmos ou spin, indicado por um número quântico, intrínseco ao eletrão, o número quântico de spin ou rotacional, s, e que toma os valores -1/2 e +1/2, segundo o sentido  da rotação em relação a si próprio.

Em cada orbital apenas cabem, no máximo, dois eletrões. Os dois eletrões de um mesmo orbital têm de ter o seu número quântico de spin oposto, isto é, têm de rodar em sentido contrário.

 

Energia das orbitais

Quanto maior for o número quântico principal (n), maior é a energia

E3s > E2s

Em átomos monoeletrónicos a energia da orbital só depende de n.

E2s = E2p

Em átomos polieletrónicos, para um dado valor de n, quanto maior o número quântico azimutal (l), maior é a energia.

E2p > E2s

Orbitais com números quânticos principal e azimutal iguais têm a mesma energia

E2px = E2py = E2pz

Para átomos diferentes, a energia e o tamanho de um dado tipo de orbital são diferentes.

 

Configurações eletrónicas dos átomos

diagrama de paulingA configuração eletrónica (forma como os eletrões se distribuem nas orbitais) rege-se segundo o Princípio da Energia Mínima, segundo o qual a distribuição deve conferir ao átomo o estado de menor energia possível.

Mas como nem todos os eletrões podem ocupar a orbital de menor energia, Pauli deduziu o princípio de que numa mesma orbital não pode existir mais do que um eletrão com os mesmos números quânticos, isto é, só podem existir, no máximo, dois eletrões numa orbital com spins opostos - Princípio de Exclusão de Pauli.

No entanto, para que se possa respeitar o Princípio de Exclusão de Pauli, será necessário seguir-se a Regra de Hund, que diz: "no preenchimento das orbitais com igual energia, distribui-se primeiro um eletrão por cada orbital, de modo a ficarem com o mesmo spin, e só depois se completam, ficando com spins opostos.

 

 

 

Neste simulador poderá fazer a configuração eletrónica dos diversos elementos da tabela.
 
simulador configuração eletrónica

 

 

Bibliografia

http://www.infopedia.pt/$quantum

http://phet.colorado.edu/en/simulations/category/physics/quantum-phenomena

Química, Raymond Chang, Edições McGraw Hill, 8ª edição, Março 2005

Atlas Temático - Química, Prof.Maria Ángeles Feber Canals, Marina Editores, Edição 1997/98

Jogo de Partículas A, Mª Conceição Dantas | Marta Duarte Ramalho, Texto Editores, Lisboa 2008