Usina Nuclear Isar, Alemanha

Piscina de combustível nuclear usado

Turbina de uma usina nuclear

Teoria atômica

Teoria atômica

Em física e química, a teoria atômica é uma teoria científica da natureza da matéria, que afirma que a matéria é composta de unidades chamadas átomos. A teoria atômica começou como um conceito filosófico na Grécia antiga e entrou na corrente principal do século XIX, quando descobertas no campo da química mostraram que a matéria realmente se comporta como se fosse um átomo.

A palavra átomo se origina no adjetivo atômico do grego antigo, que significa "indivisível". Como explicado na história da energia nuclear. Os químicos do século XIX começaram a usar o termo em relação ao crescente número de elementos químicos irredutíveis.

Aparentemente, no início do século XX, através de vários experimentos com eletromagnetismo e radioatividade, os físicos descobriram que o chamado "átomo indivisível" é na verdade um conglomerado de diferentes partículas subatômicas (principalmente elétrons, prótons e nêutrons). Essas partículas podem existir separadamente. De fato, em ambientes extremos como estrelas de nêutrons, temperatura e pressão extremas dificultam a existência de átomos.

Desde que os átomos se mostraram divisíveis, os físicos inventaram o termo "partículas elementares" para descrever as partes "indivisíveis", embora não indestrutíveis, de um átomo. O campo científico que estuda as partículas subatômicas é a física de partículas e, nesse campo, os físicos esperam descobrir a verdadeira natureza fundamental da matéria.

Atomismo Filosófico

A idéia de que a matéria é composta de unidades discretas é muito antiga e ocorre em muitas culturas antigas, como a Grécia e a Índia. No entanto, essas idéias foram baseadas em raciocínio filosófico e teológico, e não em evidências e experimentações.

Por essa razão, eles não conseguiram convencer a todos, então o atomismo permaneceu como uma das muitas hipóteses conflitantes sobre a natureza da matéria. Foi somente no século XIX que a idéia foi aceita e refinada pelos cientistas, a ciência da química, a princípio, produzindo descobertas que poderiam ser facilmente explicadas usando o conceito de átomos.

John Dalton

Perto do final do século XVIII, duas leis surgiram sobre reações químicas, sem referência à noção de teoria atômica. A primeira foi a lei da conservação da massa, formulada por Antoine Lavoisier em 1789, que afirma que a massa total em uma reação química permanece constante (ou seja, os reagentes têm a mesma massa que os produtos da reação).

O segundo foi a lei de proporções definidas. Demonstrada pela primeira vez pelo químico francês Joseph Louis Proust em 1799, esta lei estabelece que, se um composto é decomposto em seus elementos constituintes, as massas dos compostos constituintes terão sempre as mesmas proporções, independentemente da quantidade ou fonte do composto inicial. substância.

 

John Dalton estudou e expandiu o resultado anterior e desenvolveu a lei de múltiplas proporções: se dois elementos podem ser combinados para formar uma série de compostos, a razão de massa do segundo elemento que é combinada com uma massa fixa do primeiro elemento será uma relação de inteiros pequenos.

Por exemplo, Proust estudou os óxidos de estanho e descobriu que suas massas eram 88,1% estanho e 11,9% oxigênio, ou 78,7% estanho e 21,3% oxigênio (estes são óxidos de estanho e dióxido de estanho), respectivamente. Dalton observou nessas porcentagens que 100 g de estanho seriam combinados com 13,5 g ou 27 g de oxigênio; 13,5 e 27 estão em uma proporção de 1: 2. Dalton descobriu que uma teoria atômica da matéria poderia explicar elegantemente esse padrão comum na química. No caso dos óxidos de estanho de Proust, um átomo de estanho será combinado com um ou dois átomos de oxigênio.

Dalton acreditava que a teoria atômica poderia explicar por que a água absorve diferentes gases em diferentes proporções; Por exemplo, ele descobriu que a água absorve dióxido de carbono muito melhor do que o nitrogênio. Dalton levantou a hipótese de que isso se deve a diferenças de massa e complexidade do gás particulado. De fato, as moléculas de dióxido de carbono (CO2) são mais pesadas e maiores que as moléculas de nitrogênio (N2).

Dalton propôs que cada elemento químico é composto de átomos de um único tipo e, embora não possam ser modificados ou destruídos por meios químicos, eles podem se combinar para formar estruturas mais complexas (compostos químicos). Isto marcou a primeira teoria verdadeiramente científica do átomo, porque Dalton chegou às suas conclusões experimentando e analisando os resultados de uma maneira empírica.

Em 1803, Dalton apresentou a primeira lista de massas atômicas relativas oralmente para várias substâncias. Este artigo foi publicado em 1805, mas ele não discutiu exatamente como obteve esses números. O método foi descoberto pela primeira vez em 1807 por seu conhecimento, Thomas Thomson, na terceira edição de seu manual, Um sistema de química. Finalmente, Dalton publicou uma apresentação completa em seu próprio livro, Um novo sistema de filosofia química, 1808 e 1810.

Dalton estimou as massas atômicas de acordo com as relações em que as massas são combinadas com o átomo de hidrogênio tomado como uma unidade. No entanto, Dalton não concebeu que, em alguns elementos, há átomos mais semelhantes nas moléculas; Por exemplo, oxigênio puro existe como O2. Além disso, ele erroneamente acredita que o composto mais simples entre dois elementos é sempre um de cada átomo (portanto, foi pensado que a água HO, não H 2 O).

Isso, além da grosseria de sua equipe, atrapalhou seus resultados. Por exemplo, em 1803 ele acreditava que os átomos de oxigênio eram 5,5 vezes mais pesados que os átomos de hidrogênio, porque na água ele mediu 5,5 gramas de oxigênio para cada 1 grama de hidrogênio e, portanto, ele acreditava que a fórmula da água era HO. Ao adotar dados melhores, em 1806 ele chegou à conclusão de que a massa atômica de oxigênio deveria ser 7, em vez de 5,5, e ele considerou esse peso pelo resto de sua vida. Outros, nesse ponto, já haviam chegado à conclusão de que o átomo de oxigênio deveria pesar 8 se o hidrogênio pesasse 1, assumindo a fórmula da molécula de água (HO) de Dalton, ou 16 assumindo a moderna fórmula da água (H2O).

Avogadro

O defeito da teoria de Dalton foi corrigido em princípio em 1811 por Amedeo Avogadro. Avogadro propôs que volumes iguais de gases, em igual temperatura e pressão, contêm o mesmo número de moléculas (isto é, a massa de partículas de gás não afeta o volume que ocupa). A lei de Avogadro permitiu-lhe deduzir a natureza diatómica de muitos gases estudando os volumes em que reagem. Por exemplo, quando dois litros de hidrogênio reagem com apenas um litro de oxigênio para produzir dois litros de vapor de água (sob pressão e temperatura constantes), isso significa que uma molécula de oxigênio é dividida em dois para ajudar a formar duas partículas de água. . Portanto, Avogadro foi capaz de fornecer estimativas mais precisas da massa atômica de oxigênio e outros elementos, e estabeleceu uma clara distinção entre moléculas e átomos.

O movimento browniano

Em 1827, o botânico inglês Robert Brown notou que as partículas de poeira dentro dos grânulos de pólen que flutuavam na água estavam constantemente se mexendo sem razão aparente. Em 1905, Albert Einstein teorizou que esse movimento browniano era causado por choques constantes de pérolas de moléculas de água e desenvolveu um modelo matemático hipotético para descrever o fenômeno. Esse modelo foi validado experimentalmente em 1908 pelo físico francês Jean Perrin, fornecendo assim uma validação adicional da teoria das partículas (e, por extensão, da teoria atômica).

A descoberta de partículas subatômicas

Foi pensado que os átomos eram a menor divisão possível da matéria até 1897, quando JJ Thomson descobriu o elétron trabalhando com raios catódicos.

Um tubo de Crookes é um vaso de vidro selado no qual dois eletrodos são separados do vácuo. Quando uma diferença de potencial é aplicada aos eletrodos, os raios catódicos são gerados, criando uma área brilhante onde eles atingem o vidro na extremidade oposta do tubo. Experimentalmente, Thomson descobriu que os raios poderiam se desviar de um campo elétrico (além dos campos magnéticos, que já são conhecidos). Ele chegou à conclusão de que esses raios, em vez de serem uma forma de luz, na verdade são compostos de partículas carregadas muito pequenas, que ele chamou de "corpúsculos" (que mais tarde seriam chamados de "elétrons" por outros cientistas). Ele mediu a taxa de carga da massa elétrica e descobriu que era 1.800 vezes menor que o hidrogênio, o menor átomo. Esses corpúsculos eram uma partícula completamente diferente daquelas conhecidas anteriormente.

Thomson sugeriu que os átomos são realmente divisíveis e que os corpúsculos são seus elementos constituintes. Para explicar que o átomo é um todo eletricamente neutro, avançou-se a hipótese de que os corpúsculos estão distribuídos em um grande uniforme de cargas positivas; esse era o modelo do pudim de ameixa, no qual os elétrons estavam embutidos em ameixas positivamente carregadas em um pudim de ameixa (embora no modelo de Thomson eles não estivessem parados).

Descobrindo o núcleo

O modelo de Thomson foi infringido em 1909 por um de seus ex-alunos, Ernest Rutherford, que descobriu que a maior parte da carga positiva e em massa do átomo está concentrada em uma fração muito pequena de seu volume em uma área que ele assumiu. que está no centro.

No experimento Geiger-Marsden, Hans Geiger e Ernest Marsden (colegas de Rutherford que trabalharam em sua sugestão) lançaram partículas alfa em finas folhas de metal e mediram sua deformação usando uma tela de fluorescência. Dada a massa muito pequena dos elétrons, o pulso alto das partículas alfa e a baixa concentração da carga positiva no modelo do pudim de ameixa, os pesquisadores esperavam que todas as partículas alfa passassem pela folha de metal sem desvios significativos. Para sua surpresa, uma pequena fração das partículas alfa foi fortemente desviada. Rutherford concluiu que a carga positiva do átomo deve estar concentrada em um volume muito pequeno, que produz um campo elétrico forte o suficiente para desviar tão fortemente as partículas alfa.

Isso levou Rutherford a propor um modelo planetário no qual uma nuvem de elétrons envolve um pequeno e compacto núcleo de carga positiva. Somente essa concentração de carga poderia produzir campos elétricos fortes o suficiente para causar grandes desvios.

Os primeiros passos para um modelo quântico do átomo

O modelo planetário atômico apresentava duas deficiências significativas. A primeira foi que, ao contrário dos planetas que orbitam em torno de um sol, os elétrons são partículas carregadas. Sabe-se que uma carga elétrica do acelerador emite ondas eletromagnéticas de acordo com a fórmula de Larmor do eletromagnetismo clássico. Uma tarefa em órbita deve constantemente perder energia e entrar em espiral no núcleo, colidindo com ele em uma fração de segundo. O segundo problema era que o modelo planetário não conseguia explicar os espectros de emissão e absorção dos átomos observados.

A teoria quântica revolucionou a física no início do século XX, quando Max Planck e Albert Einstein postularam que a energia luminosa é emitida ou absorvida em quantidades discretas conhecidas como quanta. Em 1913, Niels Bohr incorporou essa idéia ao modelo de átomos de Bohr, os elétrons só podem girar em torno do núcleo em alguma órbita circular com o momento angular e a energia de distância fixa do núcleo (ou seja, alcance) é proporcional à energia. Nesse modelo, um elétron não pode entrar no núcleo, porque não poderia perder energia de forma contínua; Em vez disso, ele só conseguia "saltos quânticos" instantâneos entre os níveis fixos de energia. Quando isso ocorre, a luz é emitida ou absorvida em uma freqüência proporcional à diferença de energia (de onde a absorção e emissão de luz em espectros discretos).

 

O modelo de Bohr não era perfeito. Eu só podia prever as linhas espectrais de hidrogênio; Eu não podia prever os átomos com mais elétrons. Pior ainda, à medida que a tecnologia espectrográfica evoluiu, linhas espectrais adicionais de hidrogênio foram observadas, linhas que o modelo de Bohr não conseguia explicar. Em 1916, Arnold Sommerfeld adicionou órbitas elípticas a Bohr para explicar as linhas de emissão adicionais, mas isso tornou o modelo muito difícil de usar sem ser capaz de explicar os átomos mais complexos.

 

A descoberta de isótopos

Ao experimentar com produtos de decaimento radioativo, em 1913, o radioquímico Frederick Soddy descobriu que eles pareciam ser mais do que um elemento por posição na tabela periódica. O termo isótopo foi inventado por Margaret Todd como o nome próprio desses elementos.

No mesmo ano, JJ Thomson conduziu um experimento no qual ele canalizou um fluxo de íons de neon através de campos magnéticos e elétricos, atingindo uma placa fotográfica na outra extremidade. Ele notou dois pontos brilhantes no prato, sugerindo dois tipos diferentes de trajetórias de deflexão. Thomson concluiu que isso acontece porque alguns dos neonons têm outra mesa. A natureza dessas diferentes massas seria explicada mais tarde pela descoberta de nêutrons em 1932.

 

Descoberta de partículas nucleares

Em 1917, Rutherford bombardeou o gás nitrogênio com partículas alfa e descobriu que o gás saindo dos núcleos de hidrogênio (Rutherford reconheceu, como anteriormente obtido bombardeando os átomos de hidrogênio com partículas alfa, e observando os núcleos de hidrogênio nos produtos). Rutherford concluiu que os núcleos de hidrogênio resultaram dos núcleos dos átomos de nitrogênio (basicamente, ele dividiu o átomo de nitrogênio).

Descoberta de prótons

O próprio trabalho e o de seus alunos, Bohr e Henry Moseley, Rutherford sabiam que a carga positiva de qualquer átomo poderia sempre ser equiparada a um núcleo inteiro de hidrogênio. Isso, juntamente com o fato de que a massa atômica de vários elementos é aproximadamente equivalente a um número de átomos de hidrogênio - então considerados as partículas mais fáceis - levou à conclusão de que os núcleos de hidrogênio são partículas singulares e constituintes básicos de todos os núcleos atômicos . Ele chamou essas partículas de prótons.

Descoberta de nêutrons

Diversos experimentos realizados por Rutherford mostraram que as massas nucleares da maioria dos átomos ultrapassam a dos prótons que possuem; ele especulou que esse excedente de massa é composto de partículas desconhecidas, eletricamente neutras, que provisoriamente ele chamou de "nêutrons".

Em 1928, Walter Bothe notou que o berilo emite radiação eletricamente neutra e muito penetrante quando é bombardeado com partículas alfa. Mais tarde foi descoberto que esta radiação poderia remover os átomos de hidrogênio da cera de parafina. Inicialmente, acreditava-se que fosse radiação gama de alta energia, uma vez que a radiação gama tinha um efeito similar nos elétrons metálicos, mas James Chadwick descobriu que o efeito ionizante é forte demais para ser causado pela radiação eletromagnética, desde que a energia e o momento sejam preservado em interação.

Em 1932, Chadwick expôs vários elementos, como hidrogênio e nitrogênio, à misteriosa "radiação de berílio" e, ao medir as energias de partículas carregadas, deduziu que a radiação consistia de partículas elétricas neutras que não podiam ser massas. como raios gama, mas tinha que ter uma massa semelhante à de um próton. Chadwick afirmou agora que essas partículas são nêutrons de Rutherford. Para a descoberta do nêutron, Chadwick recebeu o Prêmio Nobel em 1935.

Modelo quântico do átomo

Em 1924, Louis de Broglie adiantou a hipótese de que todas as partículas em movimento, especialmente partículas subatômicas, como os elétrons, exibem alguma forma de onda. Erwin Schrödinger, fascinado por essa ideia, explorou se o movimento de um elétron em um átomo poderia ser melhor explicado como uma onda do que como uma partícula. A equação de Schrödinger, publicada em 1926, descreve um elétron como uma onda em vez de uma partícula pontual. Essa abordagem previu elegantemente muitos dos fenômenos espectrais que o modelo de Bohr não poderia explicar. Embora esse conceito fosse matematicamente conveniente, era difícil visualizar e enfrentar a oposição. Um de seus críticos, Max Born, sugeriu que a função de onda de Schrödinger não descreve o elétron, mas todos os seus estados possíveis e, portanto, poderia ser usada para calcular a probabilidade de encontrar um elétron. em qualquer lugar ao redor do núcleo. Essa interpretação reconciliou as duas teorias opostas da natureza das partículas e das ondas e introduziu a idéia da dualidade onda-partícula. Esta teoria afirma que o elétron pode exibir propriedades de comprimento de onda e de partícula. Por exemplo, ele pode ser refratado como uma onda e tem massa como uma partícula.

Uma conseqüência da descrição de elétrons como uma onda é a impossibilidade matemática de calcular simultaneamente a posição e o momento de um elétron. Isso ficou conhecido como o princípio da incerteza de Heisenberg, depois do físico Werner Heisenberg, que o descreveu e publicou pela primeira vez em 1927. Ele invalidou o modelo de Bohr com suas órbitas circulares claras e claramente definidas. O modelo moderno do átomo descreve as posições dos elétrons em um átomo em termos de probabilidades. Um elétron pode ser encontrado a qualquer distância do núcleo, mas, dependendo de seu nível de energia, ocorre mais freqüentemente em algumas regiões ao redor do núcleo do que em outras; esse padrão de probabilidade é chamado orbital atômico.

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Última revisão: 13 de novembro de 2018

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