Os componentes sub-atômicos

Em 1914, Rutherford demonstrou a existência de uma partícula que tem massa muito maior do que o elétron e tem carga igual em grandeza à de um elétron, mas de sinal oposto, isto é, positivo. Segundo ele, o núcleo do átomo tem carga positiva devido à presença de número dessas partículas, que, em 1920, ele denominou prótons. No entanto, a massa do núcleo do átomo não era composta apenas de prótons.

O físico inglês J. Chadwick descobrira uma outra partícula, que tinha a mesma massa do próton, porém, não era carregada eletricamente. Por ser eletricamente neutra, ele a denominou nêutron. Hoje, acreditamos que o núcleo dos átomos (com exceção do hidrogênio e seus) contém ambas as partículas: prótons e nêutrons.
 
Por convenção, diz-se que o elétron tem carga de -1, o próton tem carga de +1 e o nêutron, de zero. O átomo como um todo não tem carga, devido ao número de prótons ser igual ao de elétrons. A soma das massas dos elétrons em um átomo é desprezível em relação à massa dos prótons e nêutrons.

O próton e o nêutron possuem mesma massa, a qual foi atribuído o valor 1. Já o elétron tem massa relativa igual a aproximadamente 1/1840, ou seja, tem massa aproximadamente 1840 vezes menor que a massa de um próton. O número de prótons de um átomo é a sua principal característica, que nos permite identificá-lo como um elemento químico.

Esse número é chamado número atômico e é representado pela letra Z . À soma dos prótons (Z) e nêutrons (N) de um átomo é dado o nome de número de massa , pois é ele que determina a massa do átomo, já que a massa dos elétrons é desprezível em relação a essas partículas.

Isótopos

Átomos de um dado elemento têm sempre o mesmo número de prótons no núcleo, porém, eles podem ter diferentes números de massa, devido a diferentes números de nêutrons. Tais átomos são chamados isótopos . Veja alguns exemplos:

Como o número de prótons de um elemento não varia, pode-se omitir o índice inferior (número atômico) na identificação de um átomo individual. Por exemplo, é suficiente escrever 16O para representar um átomo de oxigênio-16. Os isótopos de um elemento químico recebem o mesmo nome do elemento, com exceção dos isótopos do hidrogênio, que recebem nomes especiais:

isótopos do hidrogênio

A massa atômica de um elemento é normalmente expressa em unidades de massa atômica (u). Uma unidade de massa atômica é definida como sendo um doze avos da massa de um átomo de 12C, o mais comum isótopo do carbono. Na natureza, a maioria dos elementos é encontrada como uma mistura de isótopos. O boro, por exemplo, ocorre na natureza como uma mistura de 19,9% de 10B e 80,1% de 11B. As porcentagens citadas são porcentagens em números, isto é, de cada 1000 átomos de boro, 199 são 10B e 801 são 11B.

As massas e abundâncias isotópicas são atualmente determinadas por meio de uma técnica denominada espectrometria de massas. O espectômetro de massa é descendente do dispositivo empregado por Thomson para determinar a relação carga/massa do elétron. Primeiramente, os átomos são ionizados positivamente por meio de um bombardeio de elétrons de alta energia.

Esses elétrons removem alguns elétrons na região extranuclear dos átomos, e os cátions resultantes são acelerados por um campo elétrico. Um campo magnético então desvia o caminho do feixe luminoso de íons com um ângulo que depende da relação carga/massa dos íons no feixe luminoso. Se a amostra original é uma mistura de isótopos, então o feixe é separado em uma série de feixes, cada um contendo íons com uma relação carga/massa específica.

A determinação das massas atômicas

A massa atômica de um elemento é calculada pela média ponderada das massas dos seus isótopos. Ponderada porque leva em consideração a abundância relativa dos isótopos. Como exemplo, calcularemos a massa atômica do cobre, que ocorre naturalmente como uma mistura de dois isótopos: 69,09% de 63Cu (62,93 u por átomo) e 30,91% de 65Cu (64,95 u por átomo). Geralmente se calcula essa média em cada 100 átomos:

massa atômica

Devemos ter cuidado para não confundir número de massa com massa atômica . Número de massa é sempre um número inteiro por representar o número de partículas no núcleo. A massa atômica é a massa média das massas de todos os seus isótopos de ocorrência natural. As massas atômicas não são números inteiros.

O dilema do átomo estável

Imagine um átomo de hidrogênio tão ampliado que seja possível ver seu núcleo e seu elétron. Existem apenas duas possibilidades para o estado de movimento do elétron: estacionário ou em movimento.

Possibilidade 1 - o elétron estacionário: Se o elétron não estivesse em movimento, então, de acordo com a física clássica, a atração entre o núcleo carregado positivamente e o elétron carregado negativamente provocaria a movimentação do elétron em direção ao núcleo, o que aconteceria, de acordo com cálculos, em uma pequena fração de segundo.

Em outras palavras, o elétron deixaria a região extranuclear e cairia no núcleo. Se esse fosse o comportamento de todos os elétrons em átomos, então todos os átomos tenderiam a um colapso quase imediatamente. De fato, o universo inteira entraria em colapso. Uma vez que isto obviamente não aconteceu, rejeitamos esse modelo absurdo do átomo.

Possibilidade 2 - o elétron em movimento: Considerando esta alternativa, em que, segundo o modelo de Rutherford, a direção do movimento do elétron precisa constantemente mudar para permanecer na sua órbita sem escapar do núcleo. Entretanto, de acordo com a física clássica, quando uma partícula carregada experimenta uma mudança na direção de seu movimento, esta emite energia radiante.

De um átomo com um elétron orbitando, espera-se que ele emita energia continuamente, mas nem sempre isso é observado. Ou, pior ainda, se o elétron perdesse energia por radiação, cairia lentamente e alteraria o raio de sua órbita, e sua distância ao núcleo diminuiria. Em outras palavras, com esta perda de energia o elétron espiralaria para o núcleo, também em uma fração de segundo. Assim, obtém-se a mesma conclusão absurda: o colapso do átomo.

Nenhuma dessas teorias conseguiu explicar a estabilidade do átomo. Isso porque a física clássica não é adequada para descrever o que ocorre em escala atômica.
 
As leis da física clássica são excelentes para descrever o movimento de objetos grandes, de galáxias a mosquitos, mas são completamente insatisfatórias quando aplicadas a partículas tão pequenas quanto elétrons. Antes de estudarmos o modelo atômico de Bohr, examinaremos algumas das características da luz e outras formas de energia radiante.

Energia radiante

A energia radiante, também chamada energia eletromagnética, percorre 3 x 108 m/s no vácuo. Para definir uma onda eletromagnética falamos basicamente em três aspectos: velocidade, frequência e comprimento de onda . Frequência ( u)* de uma onda corresponde ao número de cristas ou de vales que passam num dado ponto por um segundo.

É medida em Hertz (Hz), que corresponde a ciclos por segundo. O comprimento de onda (l)**, medido em metros ou nanômetros (1 nm = 10-9 m), é a distância entre dois pontos comparáveis da onda, em cristas ou vales. A velocidade da onda é dada pelo produto da frequência pelo comprimento de onda: v = l u .

A energia radiante inclui diversas formas de energia que se deslocam via ondas eletromagnéticas. A velocidade de todas as ondas eletromagnéticas no vácuo é uma constante, sendo designada por c. Portanto, podemos escrever c =l u .

           * Lê-se "ni"
          ** Lê-se "lambda"

Veja abaixo as principais formas de energia radiante conhecidas:

  • Ondas de Rádio ( l típico: 100 m) - As ondas de rádio têm comprimento de onda que variam de 1 mm a vários quilômetros. Radares, fornos de microondas, televisores e rádios utilizam diferentes faixas de ondas de rádio. Muitas estrelas e galáxias também produzem ondas de rádio, que podem ser captadas por telescópios especiais.
  • Ondas de TV (l  típico: 0,5 m) - O som e as imagens da televisão são transportados por ondas curtas de rádio, com menos de 1 m. As frequências de onda são moduladas para que possam transportar um sinal.
  • Radar ( l típico: 0,01 m) - O radar emite ondas de rádio muito curtas e detecta ecos de objetos em seu caminho. Radar é abreviação de Radio Detection and Ranging.
  • Microondas (l típico: 0,01 a 0,001 m) - Radiação de microondas de nível baixo permeia o espaço. Acredita-se que tenham sido originadas pelo Big Bang que criou o universo. Em forno de microondas, elas mudam rapidamente o alinhamento das moléculas de água, aquecendo o alimento.
  • Ondas Infravermelhas ( l típico: 5 x 10-5 m) - As ondas infravermelhas são produzidas por objetos quentes, como a lava derretida dos vulcões, por exemplo.
  • Luz Visível ( l típico: 5 x 10-7 m) - A luz visível corresponde a uma mistura de radiações que podem ser percebidas pelo olho humano.
  • Luz Ultravioleta ( l típico: 1 x 10-7 m) - As ondas ultravioletas são produzidas por objetos muito quentes, como o sol e outras estrelas. Transportam mais energia que as ondas luminosas comuns, razão pela qual penetram na pele e a queimam. Algumas loções protetoras bloqueiam os raios ultravioleta prejudiciais, evitando danos à pele.
  • Raios X ( l típico: 1 x 10-11 m) - Esses raios transportam mais energia que a luz visível. São capazes de penetrar as partes macias do nosso corpo, mas não conseguem atravessar os ossos. Como podem ser registrados em filme fotográfico, os raios X servem para mostrar partes que normalmente não poderiam ser vistas, como ossos quebrados.
  • Raios Gama ( l típico: 1 x 10-12 m) - Os raios gama - uma forma de radioatividade liberada por alguns núcleos atômicos - têm comprimento de onda muito curtos e transportam grande quantidade de energia, podendo penetrar em metais e no concreto. São muito perigosos: podem matar células vivas, especialmente nos altos níveis liberados por reações nucleares, como a explosão da bomba atômica.
  • Raios Cósmicos ( l típico: 1 x 10-13 m) - A radiação de energia mais alta são os raios cósmicos. Eles contêm partículas de núcleos atômicos, bem como alguns elétrons e raios gama. A radiação cósmica bombardeia a atmosfera terrestre a partir de longínquas regiões do espaço.