Átomo
Átomo é uma unidade básica de matéria que consiste num núcleo central de carga elétrica positiva envolto por uma nuvem de eletrões de carga negativa. O núcleo atómico é composto por protões e neutrões. Os eletrões de um átomo estão ligados ao núcleo por força eletromagnética. Da mesma forma, um grupo de átomos pode estar ligado entre si através de ligações químicas baseadas na mesma força, formando uma molécula. Um átomo que tenha o mesmo número de protões e eletrões é eletricamente neutro, enquanto que um com número diferente pode ter carga positiva ou negativa, sendo desta forma denominado ião. Os átomos são classificados de acordo com o número de protões no seu núcleo: o número de protões determina o elemento químico e o número de neutrões determina o isótopo desse elemento.
Partículas subatómicas
Embora o significado original do termo átomo correspondesse a uma partícula que não pode ser dividida em partículas menores, no contexto científico contemporâneo o átomo é constituído por várias partículas subatómicas: o eletrão, o protão e o neutrão. No entanto, há exceções: um átomo de hidrogénio-1 não tem neutrões e um ião hidrogénio não tem eletrões. O eletrão é a partícula com menor massa, com apenas 9,11 x10-31 kg, tendo carga elétrica negativa e uma dimensão de tal modo reduzida que não é possível a sua medição com a tecnologia atual. O protão tem carga positiva e massa 1 836 vezes maior do que a dos eletrões — 1,6726 x 10-27 kg. O neutrão não possui carga elétrica e tem massa 1 839 vezes superior à massa do eletrão, ou 1,6929 x 10-27 kg. Neutrão e protão possuem dimensões comparáveis, na ordem de 2,5 x10-15 m, embora a superfície destas partículas não tenha contornos precisos.
Núcleo
O conjunto dos protões e neutrões ligados entre si num átomo formam um pequeno núcleo atómico. Estes elementos que formam o núcleo são denominados coletivamente por nucleões. O raio de um núcleo é aproximadamente igual a 1,07 3√A fm, onde A é o número total de nucleões. Este valor é muito inferior ao raio do próprio átomo, que é da ordem dos 105 fm. Os nucleões mantêm-se unidos através de um potencial atrativo de curto alcance denominado força nuclear residual. A distâncias inferiores a 2,5 fm, esta força é muito mais poderosa que a força eletrostática, o que faz com que os protões de carga positiva se repelem mutuamente. Os átomos de um mesmo elemento químico têm sempre o mesmo número de protões, o qual é denominado número atómico. Entre cada elemento, o número de neutrões pode variar, determinando desta forma o isótopo desse elemento. O número total de protões e neutrões determina o nuclídeo. O número de protões relativamente ao número de neutrões determina a estabilidade do núcleo, havendo determinados isótopos que são radioativos.
Nuvem de eletrões
Os eletrões de um átomo são atraídos para os protões do núcleo por meio da força eletromagnética. Esta força prende os eletrões no interior de um poço de potencial eletrostático em redor do núcleo mais pequeno, o que significa que é necessária uma fonte de energia externa para o eletrão escapar. Quando mais perto está o eletrão do núcleo, maior a força de atração. Assim, os eletrões que estejam ligados mais perto do centro do poço de potencial requerem mais energia para escapar do que aqueles na periferia. Os eletrões, tal como outras partículas, têm propriedades tanto de partícula como de onda. A nuvem de eletrões é uma região no interior do poço de potencial na qual cada eletrão forma um tipo de onda estacionária tridimensional — uma onda que não se move em relação ao núcleo. Este comportamento é definido por uma orbital atómica, uma função matemática que caracteriza a probabilidade de um eletrão aparentar estar em determinada localização quando a sua posição é medida. Só existe um número limitado de orbitais em redor do núcleo, uma vez que outros possíveis padrões de onda rapidamente decaem para formas mais estáveis. As orbitais podem ter um ou mais anéis ou nós, e diferem entre si em termos de tamanho, forma e direção.
A camada eletrónica mais afastada do núcleo de um átomo no estado neutro é denominada camada de valência, sendo os eletrões nessa camada denominados eletrões de valência. A quantidade de eletrões de valência determina o comportamento da ligação com outros átomos. Os átomos tendem a reagir quimicamente entre si de forma a que a sua camada de valência seja preenchida. Os elementos químicos são geralmente representados numa tabela periódica, organizada de forma a mostrar as principais propriedades químicas e na qual os elementos com o mesmo número de eletrões de valência formam um grupo alinhado ao longo da mesma coluna na tabela. Os elementos mais à direita da tabela têm a sua camada externa completamente preenchida com eletrões, o que dá origem a elementos quimicamente inertes conhecidos como gases nobres. Os átomos encontram-se em diferentes estados de matéria, que dependem de condições físicas como a temperatura ou pressão. Ao serem alteradas as condições, os materiais podem alternar entre os estados sólido, líquido, gasoso ou plasmático. Dentro de um determinado estado, um material pode também existir em diferentes fases. Por exemplo, o carbono sólido pode existir enquanto grafite ou diamante.
Propriedades nucleares
Por definição, quaisquer dois átomos com número idêntico de protões nos seus núcleos pertencem ao mesmo elemento químico. Átomos com número idêntico de protões, mas diferente número de neutrões são diferentes isótopos do mesmo elemento. Por exemplo, todos os átomos de hidrogénio admitem exatamente um único protão, mas existem isótopos sem neutrões (hidrogénio-1), um neutrão (deutério), dois neutrões (trítio) e mais do que dois neutrões. Os elementos conhecidos formam um conjunto de números atómicos, desde o hidrogénio, com apenas um único protão, até ao ununóctio, com 118 protões. Todos os isótopos conhecidos de elementos com números atómicos maiores do que 82 são radioativos.
Massa
A grande maioria da massa de um átomo vem dos protões e neutrões que o constituem. O número total destas partículas (denominadas nucleões) em determinado átomo denomina-se número de massa. O número de massa é um número inteiro simples e representa unidades de nucleões. Por exemplo, "carbono-12" tem doze nucleões: seis protões e seis neutrões. A massa de um átomo em repouso é geralmente expressa através da unidade de massa atómica (u), por vezes também designada por dalton (Da). Esta unidade corresponde a um duodécimo da massa de um átomo neutro livre de carbono-12, o que corresponde a aproximadamente 1,66 x10-27 kg. O hidrogénio-1, o mais leve isótopo de hidrogénio e o átomo com menor massa, tem um peso atómico de 1,007825 u. O valor deste número é denominado massa atómica. Um dado átomo tem uma massa atómica aproximadamente igual (± 1%) ao seu número de massa vezes a massa da unidade de massa atómica. No entanto, este número não será um número inteiro exceto no caso do carbono-12. O átomo estável mais pesado é o chumbo-208, com 207,9766521 u de massa.
Tamanho e forma
Os átomos não possuem uma fronteira exterior definida, pelo que a sua dimensão é normalmente descrita em termos de raio atómico. Esta medida corresponde à distância de afastamento da nuvem de eletrões em relação ao núcleo central. Porém, isto assume que o átomo apresenta uma forma esférica, o que só se verifica no vácuo. O raio atómico pode ser derivado da distância entre dois núcleos quando dois átomos estão unidos por uma ligação química. O raio varia em função da localização do átomo na tabela periódica, do tipo de ligação química, do número de átomos vizinhos (número de coordenação) e de uma propriedade de mecânica quântica denominada spin. Na tabela periódica, o tamanho do átomo tende a aumentar à medida que se desce as colunas, mas diminui quando se cruza as linhas da esquerda para a direita. O átomo de menor dimensão é o hélio, com um raio de 32 pm. Um dos maiores é o césio com 225 pm. Quando sujeitos a campos externos, como um campo elétrico, a forma dos átomos pode-se desviar em relação à esfera. A deformação depende da magnitude do campo e do tipo de órbita das camadas exteriores de eletrões. Os desvios esféricos podem ser observados, por exemplo, em cristais, nos quais se pode verificar a ocorrência de grandes campos elétricos em pontos de baixa simetria na malha cristalina. Tem-se também verificado a ocorrência de deformações elipsoidais muito significativas em iões de enxofre nos compostos semelhantes a pirite.
Radioatividade
Cada elemento tem um ou mais isótopos de núcleo instável que estão sujeitos a emissão radioativa, o que faz com que o núcleo emita partículas de radiação eletromagnética. A radioatividade pode ocorrer quando o raio de um núcleo tenha uma grande dimensão quando comparado com o raio da força forte, o qual só tem efeito em distâncias na ordem de 1 fm. As formas mais comuns de emissão radioativa são: Os restantes tipos mais raros de emissão radioativa incluem a ejeção de neutrões, protões ou grupos de nucleões a partir do núcleo, ou mais do que uma partícula beta. A conversão interna é um processo análogo à emissão gama, mas que permite ao núcleo excitado perder energia de forma diferente, ao produzir eletrões de alta velocidade que não são raios beta, seguidos pela produção de fotões de elevada energia que não são raios gama. Alguns núcleos de grande dimensão explodem em dois ou mais fragmentos, com carga elétrica e de massa variada, e de vários neutrões, numa emissão denominada fissão nuclear espontânea.
Momento magnético
As partículas elementares possuem uma propriedade mecânica quântica intrínseca denominada spin. Isto é análogo ao momento angular de um objeto em rotação à volta do seu centro de massa, embora em termos precisos se acredite que estas partículas sejam similares a pontos e não se possa dizer que estejam em rotação. O spin é medido em unidades da constante de Planck reduzidas (h), tendo os eletrões, protões e neutrões todos um spin de ½ ħ. Num átomo, para além do spin, os eletrões em movimento ao redor do núcleo possuem momento angular orbital, enquanto que o próprio núcleo possui momento angular devido ao spin nuclear. O campo magnético produzido por um átomo — o seu momento magnético — é determinado por estas diferentes formas de momento angular, uma vez que um objeto com carga elétrica em rotação produz um campo magnético. No entanto, a principal contribuição vem do próprio spin. Devido à natureza dos eletrões em obedecer ao princípio de exclusão de Pauli, pelo qual dois eletrões não podem apresentar o mesmo estado quântico, os eletrões ligados emparelham-se entre si, ficando um dos membros num estado de spin positivo e o outro num estado de spin negativo. Assim, os spins cancelam-se mutuamente, diminuindo o momento de dipolo magnético para zero em determinados átomos com número par de eletrões.
Níveis de energia
Quando um eletrão se encontra ligado a um átomo, possui energia potencial inversamente proporcional à sua distância em relação ao núcleo. Isto é medido pela quantidade de energia necessária para separar o eletrão do átomo, sendo geralmente expressa em unidade de elétrão-volt (eV). No modelo mecânico quântico, um eletrão ligado apenas pode ocupar um conjunto de estados com centro no núcleo, em que cada estado corresponde a um nível específico de energia. O estado de energia mínima de um eletrão ligado denomina-se estado fundamental , enquanto que a transição para níveis mais altos de energia resulta num estado excitado. Para um eletrão poder transitar entre dois estados diferentes, deve absorver ou emitir um fotão cuja energia corresponda à diferença entre os potenciais de energia desses níveis. A energia de um fotão emitido é proporcional à sua frequência, fazendo com que estes níveis de energia específicos apareçam como bandas distintas no espectro eletromagnético. Cada elemento tem um espectro característico que pode variar em função da carga nuclear, de subcamadas preenchidas por eletrões e de interações eletromagnéticas entre os eletrões e outros fatores.
Imagem: Tyrexito · BY-NC-ND · Openverse
Os átomos correspondem a cerca de 4% da densidade total do universo observável, a uma densidade média de cerca de 0,25 átomos/m3, ou seja, apenas um átomo presente a cada 4 m3. Numa galáxia como a Via Láctea, os átomos encontram-se em concentrações muito maiores. A densidade da matéria no meio interestelar varia entre 105 e 109 átomos/m3. Acredita-se que o Sol esteja no interior da Bolha Local, uma região de gás altamente ionizado, pelo que a densidade à volta do sistema solar é de apenas 103 átomos/m3. As estrelas formam-se a partir de nuvens densas no meio interestelar, cujo processo evolutivo provoca o enriquecimento desse mesmo espaço com elementos com maior massa do que o hidrogénio ou o hélio. Cerca de 95% dos átomos da via láctea estão concentrados no interior das estrelas e a massa total dos átomos forma cerca de 10% da massa da galáxia. O restante da massa é matéria escura desconhecida.
Nucleossíntese
Os protões e eletrões estáveis apareceram um segundo depois do Big Bang. Durante os três minutos seguintes, a nucleossíntese primordial produziu a maior parte dos átomos de hélio, lítio e deutério no universo e, provavelmente, alguns dos de berílio e boro. Os primeiros átomos (completos com eletrões a si ligados) foram, em teoria, criados 380 000 anos após o Big Bang, durante uma era denominada recombinação, quando o universo em expansão arrefeceu o suficiente para permitir aos eletrões ligarem-se aos núcleos. A partir de então, os núcleos atómicos têm-se combinado no interior das estrelas através de fusão nuclear, produzindo elementos até ao ferro.
Terra
A maior parte dos átomos que constituem a Terra e os seres vivos já estavam presentes, na sua forma atual, na nebulosa que formou o sistema solar a partir de uma nuvem molecular. O restante é o resultado de decaimento radioativo, sendo a proporção entre ambos usada na determinação da idade da Terra através de datação radiométrica. A maior parte do hélio na crosta da Terra é resultado da emissão alfa. Há alguns átomos na Terra que não estão presentes desde o início (isto é, que não são primordiais) nem são resultado de decaimento radioativo. Por exemplo, o carbono-14 é gerado continuamente através dos raios cósmicos na atmosfera. Alguns átomos são gerados artificialmente, quer deliberadamente ou enquanto subprodutos de reatores ou explosões nucleares. Entre os elementos transurânicos — aqueles com número atómico superior a 92 — só o neptúnio ocorre naturalmente na Terra. Os elementos transurânicos têm períodos de vida radioativa mais curtos do que a idade atual da Terra, pelo que algumas quantidades destes elementos já decaíram por completo, à exceção de vestígios de plutónio-244, provavelmente depositado por poeira cósmica. Os depósitos naturais de plutónio e neptúnio são produzidos por captura de neutrões em minério de urânio.
Formas raras e teóricas
Embora se saiba que os isótopos com número atómico maior do que o chumbo (82) são radioativos, tem sido proposta uma "ilha de estabilidade" na qual se incluiriam números atómicos superiores a 103. Estes elementos superpesados podem ter um núcleo que seja relativamente estável contra o decaimento radioativo. O candidato mais provável a um átomo superpesado, o unbi-héxio, possui 126 protões e 184 neutrões. Cada partícula de matéria possui uma antipartícula de antimatéria correspondente, com carga elétrica oposta. Assim, o positrão é um antieletrão com carga positiva e o antiprotão é equivalente ao protão, mas de carga negativa. O antineutrão não tem carga elétrica, assim como o neutrão. Por razões ainda desconhecidas, as partículas de antimatéria são raras no universo, pelo que não foram ainda descobertos átomos de antimatéria. O anti-hidrogénio, o correspondente antimatéria ao hidrogénio, foi pela primeira vez produzido no laboratório do CERN em Genebra em 1996.
O microscópio de corrente de tunelamento é um aparelho que permite observar a superfície de átomos e moléculas com uma resolução muito superior à dos microscópios ópticos ou eletrónicos, através do fenómeno de tunelamento quântico. Utiliza-se uma agulha microscópica, à qual se aplica uma pequena diferença de potencial de cerca de 10mV. Quando a agulha é colocada suficientemente perto da superfície (~10A), os eletrões da amostra começam a tunelar em direção à sonda, o que provoca uma corrente elétrica denominada corrente de tunelamento, que pode ser medida. Um átomo pode ser ionizado através da remoção de um dos seus eletrões. A carga elétrica faz com que a trajétória de um átomo se curve quando atravessa um campo magnético. O raio de curvatura é determinado pela massa do átomo. O espectrómetro de massa usa este princípio para medir o rácio massa/carga dos iões. Se uma amostra contém vários isótopos, o espectrómetro de massa consegue determinar a proporção de cada isótopo na amostra medindo a intensidade dos diferentes raios dos iões. Entre as técnicas para vaporizar átomos contam-se a espectrometria de emissão atómica por plasma acoplado indutivamente e espectrometria de massa por plasma acoplado indutivamente, ambas usando plasma para vaporizar amostras para análise.
O termo átomo tem origem no grego ἄτομος (atomos, "indivisível"), formado a partir de ἀ- (a-, "não") e τέμνω (temnō, "cortar"), o que significa qualquer coisa que não pode ser cortada ou que é indivisível. O conceito de átomo enquanto componente indivisível da matéria foi inicialmente proposto por filósofos gregos e indianos. Só nos séculos XVIII e XIX é que foi estabelecida a explicação física para esta ideia, ao se ter verificado que havia um limite físico a partir do qual não era possível dividir determinadas substâncias através de métodos químicos. Esse limite era muito semelhante àquilo que o conceito filosófico de átomo da antiguidade descrevia. Durante o final do século XIX e início do século XX, foram descobertos vários componentes subatómicos e estruturas no interior do átomo, demonstrando assim que o "átomo químico" podia na realidade ser dividido, embora o nome tenha permanecido até aos nossos dias.
Antiguidade
O conceito de que a matéria é constituída por unidades individuais e que não pode ser dividida em quantidades cada vez mais pequenas de forma arbitrária existe desde a Antiguidade. No entanto, este conceito tinha por base noções filosóficas, e não o experimentalismo ou a observação empírica. A natureza dos átomos em filosofia variou consideravelmente ao longo do tempo e entre culturas e escolas de pensamento, tendo muitas vezes associados elementos espirituais. As primeiras referências ao conceito de átomo datam da antiguidade indiana no século VI a.C. As escolas Nyaya e Vaisheshika desenvolveram teorias complexas sobre como os átomos se combinavam entre si para formar objetos mais complexos, primeiro em pares e depois em trios de pares. No Ocidente, as primeiras referências aos átomos surgem um século mais tarde com Leucipo, cujo pensamento foi sistematizado pelo seu aluno Demócrito, que por volta 450 a.C. cunhou o termo átomos. Embora nos conceitos indiano e grego os átomos se baseassem exclusivamente na filosofia, a ciência moderna viria a adotar séculos mais tarde o nome proposto por Demócrito.
Primeiras teorias científicas
Até ao desenvolvimento da química pouco ou nenhum progresso ocorreu no conceito de átomo. No entanto, o conceito básico de átomo explicava de forma precisa as novas descobertas que estavam a acontecer no campo da química. Em 1661, o filósofo naturalista Robert Boyle publicou The Sceptical Chymist, em que argumentava que a matéria era constituída por várias combinações de "corpúsculos" ou átomos, em vez dos elementos clássicos da terra, ar, fogo e água. A obra também forneceu a primeira definição de "elemento químico": um corpo simples e não misturado que não pode ser feito de outro corpo. Embora esta definição tenha sido negligenciada ao longo do século seguinte, o trabalho de Boyle é hoje considerado um marco da história da química por separar a alquimia da química. É uma definição semelhante de elemento químico que consta no Traité Élémentaire de Chimie, escrito em 1789 pelo nobre e investigador científico francês Antoine Lavoisier, e que viria a dominar a química no século seguinte.
Descoberta do eletrão e do núcleo
O físico Joseph John Thomson, através do seu trabalho com raios catódicos em tubos de Crookes, descobriu em 1897 o eletrão e a sua natureza subatómica, o que destruiu o conceito de átomos enquanto unidades indivisíveis. O tubo de Crookes consiste numa ampola que contém apenas vácuo e um dispositivo elétrico que faz os eletrões de qualquer material condutor saltar e formar feixes, que são os próprios raios catódicos. Thomson descobriu que os raios catódicos são afetados por campos elétricos e magnéticos, e deduziu que a deflexão dos raios catódicos por estes campos são desvios de trajetória de partículas muito pequenas de carga negativa — os eletrões. Thomson acreditava que os eletrões se encontravam distribuídos pelo átomo, com a respetiva carga elétrica equilibrada pela presença de um mar uniforme de carga positiva — o modelo atómico de Thomson.
Descoberta dos isótopos
Ao fazer experiências com produtos do decaimento radioativo, em 1913 o radioquímico Frederick Soddy descobriu que parecia existir mais do que um tipo de átomo em cada posição da tabela periódica. O termo isótopo foi cunhado por Margaret Todd para descrever os diferentes átomos que pertencessem ao mesmo elemento. Thomson criou uma técnica para separar os tipos de átomo através do seu trabalho com gases ionizados, o que posteriormente levou à descoberta dos isótopos estáveis.
Modelo de Bohr
Em 1913, o físico Niels Bohr propôs um modelo no qual se assumia que os eletrões de um átomo orbitavam o núcleo, mas que só o podiam fazer ao longo de um conjunto finito de órbitas e que podiam saltar entre estas órbitas apenas através de alterações de energia correspondentes à absorção ou radiação de um fotão. Esta quantificação foi usada para explicar porque é que as órbitas dos eletrões são estáveis (dado que, normalmente, as cargas em aceleração perdem energia cinética que é emitida na forma de radiação eletromagnética — ver radiação sincrotrónica) e porque é que os elementos absorvem e emitem radiação eletromagnética em espectros diferentes.
Ligações químicas
As ligações químicas entre átomos foram explicadas por Gilbert Newton Lewis, em 1916, como as interações entre os seus eletrões. Uma vez já se conhecia que as propriedades químicas dos elementos se repetiam de acordo com a lei periódica, em 1919 o químico norte-americano Irving Langmuir sugeriu que isto podia ser explicado se os eletrões de um átomo estivessem de alguma forma ligados. Assim, pensava-se que os grupos de eletrões ocupavam um conjunto de camadas de eletrões à volta do núcleo.
