1- 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.
2- 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:
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.
3- 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:
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.
4- 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.
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:
Química 2000 - Wagner Xavier Rocha, 1999