A constituição da matéria na Antiguidade
Do que são feitas as coisas que nos cercam? Hoje sabemos que a matéria (ou material) é constituído de pequenas partículas denominadas de átomos e que esses átomos são feitos de partículas subatômicas. Mas como era na Antiguidade? Na tentativa de explicar qual a natureza da matéria, surgiram várias teorias. Uma delas foi criada por volta do século V a.C., os filósofos gregos Leucipo e Demócrito defendiam o atomismo, em que se acreditava que dividindo a matéria em pedaços cada vez menores, haveria um momento em que essa divisão não seria mais possível. Nesse ponto, teríamos chegado ao átomo (do grego
= indivisível). Essa teoria tinha a matéria como descontínua.
Leucipo e Demócrito
Uma outra teoria criada pelo filósofo grego Empédocles, também por volta do século V a.C., afirmava que tudo que existe no universo seria composto por quatro elementos principais: terra, fogo, ar e água. Surgiu aí a teoria dos quatro elementos. Por volta de 350 a.C., outro filósofo grego muito conhecido, Aristóteles (384-322 a.C.), retomou essa ideia e acrescentou que cada um desses elementos tinha um devido lugar e procurava permanecer nele ou encontrá-lo. Por exemplo, a terra estava no centro dos quatro elementos, em seguida vinha a água, acima vinha o ar e, por último, acima de todos, o fogo. Os corpos celestes não obedeciam a essa regra porque eles eram feitos de um quinto elemento não existente no planeta Terra, o éter
“que nada tem a ver com o composto éter, usado em muitos laboratórios químicos”.
QUÍMICA
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Para Aristóteles a matéria seria formada, não a partir de um único, mas por quatro elementos: terra, água, ar e fogo, mas existiria sim um substrato único para toda a matéria, mas que seria impossível de isolar – serviria apenas como um suporte que transmite quatro qualidades primárias: quente, frio, seco e úmido. A fundação da Alquimia se baseou nos ensinamentos de Aristóteles e ao contrário de Demócrito, postulou a continuidade da matéria, ou, não constituída por partículas indivisíveis. Os filósofos, porém, adotaram o modelo atômico de Aristóteles, da matéria contínua, que foi seguido pelos pensadores e cientistas até o século XVI d.C.
Empédocles e Aristóteles Modelo Atômico de Dalton
Apesar, todavia, de várias evidências de estudos de diversos cientistas, até a primeira metade do século XIX, a teoria atômica para a constituição da matéria ainda não era bem aceita pela comunidade científica.
Um passo fundamental para essa aceitação foi dado, em 1808, pelo cientista inglês John Dalton, quando publicou um livro apresentando sua teoria sobre a constituição da matéria, tendo como base o átomo.
Dalton desenvolveu sua teoria inspirando-se nas ideias atomistas do físico inglês Isaac Newton [1642-1727], tomando como referência os estudos meteorológicos e pesquisas sobre a solubilidade dos gases em água que Dalton vinha desenvolvendo. Contribuíram também de forma significativa para a proposição da teoria atômica de Dalton os resultados dos experimentos desenvolvidos por William Henry [1774-1836] sobre a solubilidade dos gases com objetivo de produzir água gaseificada para a indústria química de sua família. O trabalho de Dalton foi amplamente debatido pela comunidade científica, mas também criticado por químicos e físicos famosos da época.
Somente a partir da segunda metade do século XIX é que a comunidade de químicos começou a reconhecer que tal modelo era bastante plausível.
A teoria atômica de Dalton baseava-se nas seguintes hipóteses:
1. A matéria é constituída de átomos, que são partículas indivisíveis e indestrutíveis.
2. Todos os átomos de um elemento químico são idênticos em massa e propriedades. Os átomos de diferentes elementos químicos são diferentes em massa e em propriedades.
3. As substâncias são formadas pela combinação de diferentes átomos na proporção de números inteiros e pequenos.
4. As reações químicas envolvem somente combinação, separação e rearranjo dos átomos, não havendo em seu curso nem a criação nem a destruição de átomos.
A partir dessa teoria, pôde-se idealizar um modelo para o átomo que, indestrutível, seria como se fosse uma bola maciça, como uma bola de bilhar. Esse modelo de bola maciça ficou conhecido como modelo de Dalton, o qual contribuiu para dar uma nova direção aos estudos das transformações químicas e dos processos que ocorrem com as unidades estruturais da matéria. Essas unidades ainda hoje são denominadas átomos, apesar de estudos posteriores demonstrarem que elas não são indivisíveis como sugere o nome. É o que você verá a seguir com os outros modelos.
Dalton
Átomos de um elemento, tal como imaginados por Dalton
Contrariamente, átomos de elementos diferentes teriam tamanhos e massas diferentes:
Átomos de elementos diferentes, segundo Dalton.
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Dalton também construiu uma simbologia, na tentativa de catalogar elementos e as reações químicas advindas dos mesmos. Embora esse aspecto de seu modelo atômico não tenha encontrado muitas aplicações práticas, não é demérita sua proposição. A figura a seguir traz alguns dos elementos químicos, sugeridos por Dalton.
Como a tecnologia da época não permitia a distinção, alguns compostos acabaram sendo classificados por Dalton como elementos. É o caso da alumina (A2O3), que na figura anterior é representada como alumínio. Outro ponto interessante, como é a quantidade representada de elementos e compostos: a água (H2O), de Dalton, apresenta apenas um hidrogênio e um oxigênio, o que é, ao menos simbolicamente analisando, equivocado.
Como o modelo atômico de Dalton não previa a existência de subdivisões atômicas (prótons e elétrons, por exemplo), tal modelo não conseguiu explicar fenômenos como a condução elétrica de metais e soluções salinas, nem tampouco a própria eletrólise, porém, o modelo de Thomson, que sucedeu ao de Dalton, não invalidou totalmente as ideias de Dalton. Thomson “atualizou” as ideias de Dalton, inserindo suas próprias observações no processo e criando um modelo que explicava mais fenômenos que o anterior.
Modelo Atômico de Thomson
Estudos sobre a natureza elétrica da matéria do final do século XIX iniciaram uma lenta mudança na concepção de átomo. Uma vez que o modelo de Dalton não previa nenhum tipo de atividade elétrica, cientistas que desenvolviam trabalhos com a eletricidade começaram a se questionar a respeito da validade desse modelo.
Em 1903, Joseph John Thomson (1856-1940) propôs uma explicação satisfatória ao fenômeno elétrico da matéria.
Em seus estudos, Thomson adaptou a ampola de Crookes (ampola de raios catódicos), visando testar a natureza elétrica desses raios. Detectou então, que as partículas geradas no cátodo (daí o nome raio catódico) eram desviadas pelo eletrodo positivo e independiam das outras variáveis do experimento (gás que preenchia a ampola; o metal que compunha o cátodo ou o ânodo; o metal que compunha os eletrodos).
Ampola de Crookes
Ampola de Crookes submetida a um campo elétrico externo e uniforme.
Thomson então determinou o desvio que o raio catódico sofrera pelo campo magnético positivo do eletrodo, chegando à conclusão de que os raios catódicos eram formados por feixes de partículas idênticas, de carga negativa, de massa extremamente pequena e de menor carga elétrica. Conforme citado no parágrafo anterior, devido à característica do raio catódico ser desviado independentemente das condições, Thomson afirmou ser essa partícula negativa inerente a todos os átomos e denominou-a elétron.
Uma complementação às experiências de Crookes foi feita em 1886 por Eugen Goldstein, que modificou a ampola de Crookes e descobriu os chamados raios anódicos ou canais. Esses raios são formados pelos restos dos átomos do gás, que sobram após terem seus elétrons arrancados pela descarga elétrica. Por terem perdido elétrons (cargas negativas), as partículas que formam os raios anódicos são positivas, o que pode ser demonstrado pelo desvio dessas partículas em presença de um campo elétrico ou de um campo magnético.
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Esse é um resumo das bases teóricas que permitiram a Thomson propor o seu modelo atômico. Utilizando-se de preceitos do modelo de Dalton (massas dos átomos), Thomson incluiu o resultado teórico de suas observações ao modelo vigente, sugerindo assim a explicação que ficou conhecida como modelo atômico de Thomson.
Em particular, quando o gás presente na ampola de Goldstein é o hidrogênio (cujos átomos são os mais leves que se conhecem), os raios canais apresentam o menor de todos os desvios verificados no campo elétrico ou no magnético. Imaginou-se então a existência de uma segunda partícula subatômica – o próton –, com carga positiva de valor igual à do elétron (capaz, portanto, de tornar o átomo de hidrogênio eletricamente neutro).
Para explicar os fenômenos anteriores, Joseph John Thomson propôs, em 1903, um novo modelo de átomo, formado por uma “pasta” positiva “recheada” pelos elétrons de carga negativa, o que garantia a neutralidade elétrica do modelo atômico (esse modelo ficou conhecido como
“pudim de passas”). Começava-se, então, a admitir oficialmente a divisibilidade do átomo e a reconhecer a natureza elétrica da matéria.
O modelo atômico de Thomson explicava satisfatoriamente os seguintes fenômenos:
eletrização por atrito, entendendo-se que o atrito separava cargas elétricas (parte das positivas em um corpo e igual parte das negativas em outro, como no caso do bastão atritado com tecido);
corrente elétrica, vista como um fluxo de elétrons;
formação de íons negativos ou positivos, conforme tivessem, respectivamente, excesso ou falta de elétrons;
descargas elétricas em gases, quando os elétrons são arrancados de seus átomos (como na ampola de Crookes).
Modelo Atômico de Rutherford
A descoberta da radioatividade revolucionou o meio científico, pois demonstrou que os átomos podiam ser divididos, ou seja, o átomo não é indivisível, como afirmava o modelo de Dalton.
Era esse o segredo que os alquimistas procuraram: a transmutação dos elementos. Mas infelizmente ainda não é possível transformar um elemento em outro de acordo com nossa vontade. Por exemplo, o chumbo não se transforma espontaneamente em ouro. As transmutações radioativas naturais obedecem a leis específicas de acordo com as propriedades de cada elemento, como o urânio que se transforma em chumbo.
Na busca de desvendar a natureza da radioatividade, Ernest Rutherford e George B. Kaufmann fizeram um experimento que ajudou a identificar três tipos distintos de emissões radioativas espontâneas. Colocou-se um bloco de chumbo que continha material radioativo dentro de um recipiente submetido ao vácuo, ao qual foram adaptadas duas placas eletrizadas com cargas opostas. O chumbo foi usado porque é capaz de bloquear as emissões radioativas, impedindo que elas se espalhem pelo ambiente. O bloco de chumbo possuía uma única abertura para direcionar as emissões radioativas.
Ilustração esquemática do experimento de Rutherford e Kaufmann.
Partículas alfa (): emissões que sofrem pequeno desvio em direção à placa carregada negativamente.
Conclusão: são partículas de massa elevada e de carga positiva.
Partículas beta (): emissões que sofrem grande desvio em direção à placa carregada positivamente.
Conclusão: são partículas de massa muito pequena e de carga negativa.
Raios gama (): emissões que não sofrem desvio em sua trajetória e atravessam a chapa fotográfica.
Conclusão: são radiações semelhantes à luz e aos raios X.
Assim, a radioatividade passou a ser definida como:
Propriedade que os átomos de determinados elementos apresentam de emitir espontaneamente partículas alfa e/ou beta e raios gama.
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Em 1893, o físico neozelandês Ernest Rutherford (1871-1937) foi estudar na Inglaterra, sob a orientação de Thomson, e começou a investigar as propriedades dos raios X e das emissões radioativas. Chegou à conclusão, junto com outros cientistas*, de que seria interessante usar as partículas alfa (de massa elevada em comparação às partículas beta) para bombardear átomos de outros elementos, como ouro, alumínio e cobre.
Inicialmente, o ouro foi o escolhido por ser um material inerte (pouco reativo). Esperava-se que a grande energia cinética das partículas alfa as faria atravessar uma finíssima folha metálica de ouro (de aproximadamente 10 - 4 mm de espessura), tal como uma bala de espingarda atravessa uma folha de papel sem ser rebatida por ela.
O máximo que se previa era que algumas partículas alfa sofreriam pequenos desvios em suas trajetórias, já que o átomo era uma esfera carregada positivamente com elétrons distribuídos uniformemente por todo o seu volume (modelo de Thomson).
Obter um padrão pelo qual as partículas alfa se desviavam era um modo de observar o interior do átomo e comprovar a adequação do modelo de Thomson. Esse experimento foi feito em 1911.
Resultado esperado do experimento de Rutherford, com base no modelo de Thomson.
Em 1991, Rutherford fez uma experiência muito importante, que veio alterar e melhorar profundamente a compreensão do modelo atômico. Resumidamente, a experiência é descrita a seguir.
Sob orientação de Rutherford, Hans Geiger e Ernest Marsden trabalharam no experimento de espalhamento de radiação alfa. Para isso, ficaram várias horas em um quarto escuro observando lampejos emitidos por filmes de sulfeto de zinco quando atingidos por partículas alfa, que eram desviadas ao atravessar uma fina lâmina de ouro.
Vários experimentos permitiram reunir as observações em três pontos principais:
A maioria das partículas atravessou a placa de ouro sem sofrer desvio considerável em sua trajetória.
Algumas partículas (poucas) foram rebatidas na direção contrária ao choque.
Certas partículas (poucas) sofreram um grande desvio em sua trajetória inicial.
Interpretando os resultados de uma grande série de experimentos, a equipe de Rutherford chegou à conclusão de que o átomo não se parecia com uma esfera positiva com elétrons incrustados (como um “pudim de passas”).
Os resultados das observações mostravam que
o átomo contém imensos espaços vazios;
no centro do átomo existe um núcleo muito pequeno e denso;
o núcleo do átomo tem carga positiva, uma vez que as partículas alfa (positivas) foram repelidas ao passar perto do núcleo;
para equilibrar essa carga positiva, existem elétrons ao redor do núcleo orbitando numa região periférica denominada eletrosfera.
Rutherford elaborou então um modelo de átomo semelhante a um minúsculo sistema planetário, em que os elétrons se distribuíam ao redor do núcleo como planetas em torno do Sol.
Hoje, sabemos que o tamanho do átomo é 10000 a 100000 vezes maior que o de seu núcleo. Para efeito de comparação, podemos imaginar o núcleo atômico como sendo uma formiga no centro de um estádio como o Maracanã (observe que o modelo apresentado anteriormente está totalmente fora de proporção, pois o núcleo representado é enorme em relação ao tamanho do átomo).
No modelo atômico de Rutherford surgiu, porém, uma dúvida muito importante: se o núcleo atômico é formado por partículas positivas, por que essas partículas não se repelem e o núcleo não desmorona? A resposta veio em 1932, quando o cientista James Chadwick verificou que o núcleo do elemento berílio radioativo emite partículas sem carga elétrica e de massa praticamente igual à dos prótons. Essa partícula foi denominada nêutron – confirmando-se assim a existência da terceira partícula subatômica. De certa maneira, os nêutrons “isolam” os prótons, evitando suas repulsões e o consequente
“desmoronamento” do núcleo.
Representação do núcleo do átomo.
Estrutura Atômica Básica
Podemos, agora, ilustrar esquematicamente a estrutura atômica do seguinte modo:
Núcleo Formado por prótons e nêutrons
Eletrosfera Formada por elétrons distribuídos em varias camadas
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Novos estudos foram feitos visando estabelecer as relações entre as massas e as intensidades das cargas elétricas dos prótons, nêutrons e elétrons. Concluiu-se então que, adotando-se como padrão, para o próton, massa = 1 e carga elétrica = +1, resultam os seguintes valores aproximados:
Partícula Massa Carga elétrica
Próton 1 +1
Nêutron 1 0
Elétron 1
1836 –1
Observe que a massa de um elétron é cerca de 1836 vezes menor que a de um próton ou de um nêutron.
Consequentemente, a perda ou ganho de elétrons, por parte de um átomo (que irá transformá-lo num íon positivo ou negativo), não irá praticamente alterar sua massa.
Num átomo normal, cuja carga elétrica é zero, o número de prótons é igual ao número de elétrons. Quando se diz que o átomo de sódio (Na) tem número atômico 11, isso quer dizer que, no núcleo desse átomo, existem 11 prótons e, consequentemente, existem 11 elétrons na eletrosfera.
Portanto:
E o número de massa que nos informa se um átomo tem massa maior do que outro átomo. Isso é lógico, pois apenas os prótons e nêutrons tem massa significativa, uma vez que a massa dos elétrons é desprezível, se comparada à dessas duas partículas.
Vejamos o exemplo: o átomo de sódio tem 11 prótons, 12 nêutrons e 11 elétrons. Temos, então, para o elemento químico sódio:
número atômico: Z = 11 (número de prótons = número de elétrons = 11);
número de nêutrons: N = 12;
número de massa: A = Z + N = 11 + 12 = 23.
Veja que o número atômico é muito importante, pois identifica o elemento químico (o que foi proposto em 1914, por Moseley). Assim, quando falamos no elemento químico sódio, estamos falando dos átomos com número atômico 11.
Outros exemplos:
o número atômico 17 identifica os átomos de cloro;
o número atômico 26 identifica os átomos de ferro etc.
A notação geral de um átomo é:
Para um átomo ser eletricamente neutro ele precisa ter a mesma quantidade de prótons e elétrons, mas como nem sempre isso ocorre, surge então as espécies denominados de íons. Íons são espécies que perderam ou ganharam elétrons em razão de reações, eles se classificam em ânions e cátions:
Ânion: espécie que recebe elétrons e fica carregado negativamente. Exemplos: N–, C–, F–, O–2
Cátion: espécie que perde elétrons e adquire carga positiva.
Exemplos: A+3, Na+, Mg+2, Pb+4.
Quando ocorrem ligações entre íons positivos e negativos denominamos de ligações iônicas. Um exemplo prático de ligação iônica é a que ocorre na formação de cloreto de sódio, o nosso sal de cozinha cuja formula é NaC, veja a reação:
Na+ + C– NaC
Só para relembrar:
Ânions – íons negativos;
Cátions – íons positivos.
Conclui-se, facilmente, que os isótopos são átomos do mesmo elemento químico que possuem diferentes números de nêutrons, resultando daí números de massa diferentes. Exemplos:
1 2 3
1 1 1
Isótopos de hidrogênio
16 17 18
8 8 8
Isótopos de oxigênio
H H H Z 1
O O O Z 8
Conclui-se que os isóbaros são átomos de elementos químicos diferentes, mas que possuem a mesma massa, porque um maior número de prótons é compensado por um menor número de nêutrons e vice-versa.
Isóbaros são átomos de diferentes números de prótons (elementos diferentes), mas que possuem o mesmo número de massa (A).
Isótopos são átomos com mesmo número de prótons (Z) e diferente número de massa (A).
A
Z X
ou número de massa atômico númeroA Z X
Elemento químico é o conjunto de átomos com o mesmo número atômico (Z).
A = Z + N
Número atômico (Z) é o número de prótons existentes no núcleo de um átomo.
Número massa (A) é a soma do número de prótons (Z) e de nêutrons (N) existentes num átomo.
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Exemplos:
40 40
19 20
Isóbaros
42 42 42
20 21 22
Isóbaros
K Ca A 40
Ca Sc Ti A 42
Exemplo:
37 40
17 20
Isótonos
C Ca
O átomo de cloro tem: N = A – Z = 37 – 17 = 20 N = 20 nêutrons.
O átomo de cálcio tem: N = A – Z = 40 – 20 = 20 N = 20 nêutrons.
Os isótonos têm propriedades físicas e químicas diferentes.