Atomística

Atomística – O que é

Atomística, também chamado de teoria atômica.

… da Antiga Grécia aos tempos atuais ….

Grécia Antiga – elektron

TALES DE MILETO (450 AC)

Tales de Mileto

Atritando um a resina vegetal (âmbar) contra a lã de um tecido de couro observou que a resina atraía os pêlos da lã, em virtude da eletrização por atrito.

Esse fato já evidenciou a presença de cargas na m atéria.

Do grego, âmbar = elektron.

Grécia Antiga – os atomistas

DEMÓCRITO e LEUCIPO (400 AC)

Demócrito

Ao contrário das idéias defendidas por Aristóteles, partidário da divisibilidade infinita da matéria, defendiam que há um limite de divisibilidade e denominaram de A = sem e TOMO = divisão a essa menor partícula constituinte dos vários materiais formadores do universo concreto!

Os atomistas em ação!

A atomística experimental

O modelo de Dalton
O modelo de Thomson
O modelo de Rutherford
O modelo de Bohr
O modelo atual

O modelo de Dalton

Em 1808 o inglês JOHN DALTON, sugeriu um modelo para o átomo com as seguintes características:

Minúscula esfera maciça, indivisível e indestrutível
Átomos com mesma massa e tamanho constituem um elemento químico
A combinação de átomos diferentes, em proporções inteiras origina substâncias diferentes.

O laboratório de Dalton

John Dalton

A descoberta do elétron

William Crookes

Na década de 1850, os ingleses Geissler e Crookes, desenvolveram um tubo de descarga para investigar a condução de corrente elétrica em gases.

Como resultado obtiveram um feixe luminoso (raios catódicos) que nada mais era do que a trajetória deixada por um feixe de elétrons.

A descoberta do elétron

( o experimento esquematizado )

Tubos usados por Crookes

O modelo de Thomson

Joseph John Thomson

Valendo-se do tubo de Crookes, em 1887, J. Thomson demonstrou que esse feixe tinha carga negativa e propôs um modelo maciço, esférico mas divisível, constituído por um fluido de carga positiva com elétrons dispersos (modelo do “pudim de passas” ).

O tubo original usado por Thomson

O “pudim de passas” de Thomson

*A descoberta da radioatividade

Henri Becquerel

Em 1896, o físico francês Henri Becquerel notou que sais de urânio originavam “radiações” ionizantes, provenientes do núcleo desse elemento.

Mais tarde o casal Curie descobriria os elementos rádio e polônio. As emissões alfa do Po foram fundamentais no modelo de Rutherford.

*Emissões radioativas

Partículas alfa : constituída por 2 prótons e 2 nêutrons, com baixa penetrabilidade na matéria e emitidas, em geral por núcleos pesados.

Partículas beta (culas beta (culas beta (ß-): constituídas por “elétrons” que se originam da transformação de um nêutron e um protón, com alta penetrabilidade da matéria.

Radiação gama ( ? ): são ondas eletromagnéticas de alta energia. Não produz variação de massa.

O modelo de Rutherford

Em 1911 o físico neo-zelandês Ernest Rutherford, bombardeou um fina lâmina de ouro (espessura 10-4 cm) com partículas alfa provenientes de um amostra de Polônio, observando que a maioria das mesmas atravessava a lâmina. Concluiu que o átomo não era maciço, como pensava Thomson e sim que apresentava mais espaço vazio do que matéria compacta.

A região que concentrava a massa e a carga positiva localizava-se no centro (núcleo) cercado por elétrons periféricos em movimento.

O experiência de Rutherford

Interpretação de Rutherford

Thomson versus Rutherford

A) Thomson
B) Rutherford

O modelo de Bohr

Fato relevante:

Max Planck

Em 1900, o físico Max Planck sugere que as ondas eletromagnéticas propagam-se na forma de feixes descontínuos, em pequenas porções ou pacotes de energia, os quais denominou de “quantum” ou fótons.

Buscando explicar a origem da luz, bem com o os espectros de cores da mesma, o físico dinamarquês NIELS BOHR, em 1913, propôs um modelo que mantinha algumas características do modelo de Rutherford:

1) os elétrons descrevem trajetórias circulares e definidas, ao redor do núcleo chamadas níveis ou camadas
2) cada nível possui um valor definido de energia
3) quando um elétron passa a um nível superior absorve energia e retornando ao nível original emite energia na forma de um quantum ou fóton.

O modelo atual

O modelo atômico atual é o resultado de várias contribuições.

Arnold Sommerfeld

Sommerfeld (1920): (1920): estabeleceu que o elétron descreve, também, órbitas elípticas, além das circulares, assemelhando-se a um sistema planetário em miniatura.

De Broglie

Louis Victor De Broglie (1927) propõe que o elétron apresenta um comportamento duplo (dualístico ), ou seja, de um a partícula e de uma onda, justificado mais tarde (1929) pela primeira difração de um feixe de elétrons, obtido pelos cientistas Davisson Davisson e Germer.

Heisenberg

Werner Heisenberg (1927) demonstrou, matematicamente, que é impossível determinar, ao mesmo tempo a posição, a velocidade e a trajetória dos elétrons (Princípio da Incerteza), sendo importante caracterizá-los pela sua energia, já que não é possível estabelecer órbitas definidas.

Erwin Schrödinger

Erwin Schrödinger (1927), valendo-se do comportamento ondulatório do elétron, estabeleceu complexas equações matemáticas que permitiam determinar a energia e as regiões de probabilidade de encontrar os elétrons (orbitais e não órbitas definidas).

O estudo detalhado da energia emitida pelos elétrons, quando excitados (espectros ) levou vários cientistas da época (1925 – 1929) a observar que os elétrons ocupam níveis e subníveis de energia, sendo os níveis identificados por K, L, M, N, O, P, Q, … e os subníveis subníveis por s, p, d, f,… os quais tem sua origem na espectroscopia:

s = sharp
p = principal
d = difuse
f = fundam ental

Cada símbolo está relacionado com um tipo diferente de região de probabilidade (orbitais).

O quadro abaixo mostra em cada nível os subníveis ali existentes

Camada	Níveis	Subníveis
K	n=1	1 s
L	n=2	2 s 2 s
M	n=3	3 s 3 p 3 d
N	n=4	4 s 4 p 4 d 4 f
O	n=5	5 s 5 p 5 d 5 f 5 g
P	n=6	6 s 6 p 6 d 6 f 6 g 6 h
Q	n=7	7 s 7 p 7 d 7 f 7 g 7 h 7 i
Em destaque são apenas teóricos

Estudos específicos determinaram que os subníveis de um mesmo nível apresentam energias e formas diferentes.

s < p < d < f < g < h

Formas dos orbitais s e p

Obs.: a forma dos orbitais d e f é bastante complexa.

Orbitais e subnível subnível subnível s

Orbitais e subnível subnível subnível p

Linus Pauling

O estudo detalhado das energias dos elétrons, nos níveis e subníveis, permitiu que Linus Pauling (1937) estabelecesse um dispositivo que ordenava a seqüência crescente dessas energias, conhecido como diagrama das diagonais.

Diagram a das energias de Pauling

Stern

Gerlach

Em 1921, os físicos Stern e Gerlach observaram que os elétrons, além de seu movimento ao redor do núcleo, apresentam um movimento de rotação ao redor do próprio eixo, o que origina um pequeno campo magnético associado ao elétron.

No entanto, num orbital completo esse campo magnético é NULO levando-os a concluir que seus movimentos de rotação são opostos (spins contrários).

Esquema do experimento de Stern e Gerlach

O movimento rotatório do elétron e o campo magnético

Wolfang Pauli

Face às observações de Stern e Gerlach o físico Wolfang Pauli (1929) estabeleceu o PRINCÍPIO DA EXCLUSÃO segundo o qual “cada orbital atômico comportará somente dois elétrons e os mesmos devem apresentar spins opostos”.

* spin = rotação ao redor de seu eixo

Friederich Hund

Em 1936, Friederich Hund estabeleceu um estabeleceu um princípio segundo o qual “no preenchimento de um subnível de energia enquanto cada orbital não apresentar o 1o elétron, nenhum terá o 2o elétron” (Princípio da Máxima Multiplicidade ou Regra de Hund).

Ex.: 3 d6 =

Outras sub-partículas atômicas

Em 1928, o físico Eugen Goldstein usando um tubo de Crookes modificado descobre as partículas positivas na matéria (prótons)
Em 1932, James Chadwick descobre o nêutron, bombardeando berílio com partículas alfa
Em 1963 Murray Gell-Mann previu a existência dos quarks, partículas que formam os prótons e nêutrons.

 

A ESCOLA ATOMÍSTICA

A história aqui nesta escola começa em Abdera, porto marítimo que foi desenvolvido por refugiados provenientes da invasão persa da Lídia. Geograficamente, Abdera está situada na costa norte do mar Egeu. Nesta pequena cidade da região da Trácia, o legendário filósofo grego Leucipo, nascido em 500 a.C., em Eléia ou Mileto, foi morar por volta de 478 a.C.

Muitos acreditam que Leucipo era um pseudônimo do grande filósofo grego Demócrito. A maioria dos autores considera, todavia, que Leucipo foi discípulo de Zenon e mestre de Demócrito, tendo sido o fundador da Escola de Abdera, onde se originou a teoria atomística grega.

Entre as várias teorias sobre a constituição da matéria que compõe o Universo, a mais lógica na Antigüidade grega foi a hipótese atomística. Esta teoria possibilitou aos seus autores, Leucipo e Demócrito, da Escola de Abdera, dar uma explicação para a estrutura da matéria do nosso Universo sem recorrer a entidades divinas ou misteriosas.

Pouco sabemos da vida de Leucipo; de Demócrito conhecemos muito mais. Nasceu no ano 472 a.C. ou 460 a.C. em Abdera e morreu em 357 a.C.. Foi discípulo de Leucipo e era filho de uma família muito rica. Viajou muito, tendo ido ao Egito, à Pérsia e, provavelmente, até a Índia. A sua viagem à Índia, muitos consideram que não existiu, sendo uma maneira fantasiosa apresentada por alguns historiadores para tentar provar que os hindus já apresentavam uma teoria atomística, e que Demócrito foi quem a trouxe para a Grécia.

Contudo, a teoria atômica da Índia era mais equivalente à teoria dos quatro elementos do que realmente às concepções de Demócrito e Leucipo. Muitas são as fábulas contadas a respeito da vida de Demócrito. Numa delas, atribuída a Cícero, revela-se que ele se cegou voluntariamente, para melhor se concentrar nas suas elucubrações.

Não se pode realmente confirmar a afirmação de Cícero.

Podemos, todavia, dizer com certeza, que Demócrito tinha um temperamento alegre e excelente senso de humor, o que possibilitou a existência do provérbio na Grécia: “Rir como Demócrito”.

Na sua longa vida, ele escreveu mais de setenta trabalhos, desenvolvendo conhecimentos enciclopédicos e sempre afirmando: “Ninguém viajou mais do que eu, nem viu mais países e climas, ou assistiu palestras de tantos homens sábios”.

Os seus trabalhos envolveram os assuntos mais variados: Moral, Cosmologia, Psicologia, Medicina, Botânica, Zoologia, Matemática, Música, Tecnologia; a ponto de podermos afirmar que sua obra é tão vasta quanto à de Aristóteles, denotando também considerável universalidade.

A teoria fundamental de Leucipo e Demócrito é a de que o Universo é constituído de duas coisas, os átomos e o vácuo; isto é, composto de agregados de matéria e de um vazio total. Demócrito acreditava que as diversas espécies de matéria poderiam ser subdivididas em pedaços cada vez menores até atingir um limite, além do qual nenhuma divisão seria possível.

A denominação átomo dada a estas partículas indivisíveis foi, na realidade de Epicuro, quase um século mais tarde. As substâncias são diferentes porque os seus átomos diferem quanto à forma ou pela maneira como estão agregados. As diversas substâncias são diferentes entre si quanto à dureza, porque os átomos podem estar bastante próximos ou afastados.

Quando estão muito próximos, o corpo é sólido; e quando mais afastados, o material é mais maleável.

Os átomos explicavam também todas as nossas sensações: paladar, olfato, tato, visão e audição.

Para Demócrito, o fogo e a alma humana eram também de natureza atômica. Constituídos de átomos esféricos que apresentavam grande movimentação, de forma tal que seria impossível permanecerem reunidos.

Os átomos da alma tinham por finalidade gerar o calor do corpo e constituíam a força vital, isto é, o fundamento da própria vida. Na morte, os átomos constituintes da alma partiriam de maneira lenta, o que explicaria o crescimento dos cabelos e das unhas de um cadáver.

Aos poucos, os átomos da alma iam se desprendendo e nada mais permanecia. Não aceitavam a existência de vida após a morte, consistindo a doutrina de Leucipo e Demócrito em uma filosofia materialista.

Epicuro, filósofo grego que nasceu em Gargeta, cidade próxima de Atenas, no ano de 341 a.C. e morreu em 270 a.C., retornou às idéias de Demócrito e Leucipo. Ampliou esses pensamentos e batizou com o nome de átomo esta partícula que era o constituinte fundamental do Universo. Abandonando e reagindo ao idealismo de Platão, retornou às concepções materialistas da Escola de Abdera.

Numa carta dirigida ao grande historiador Heródoto, Epicuro nos apresenta em alguns trechos a sua filosofia em relação à estrutura do universo.

“Nada vem do nada ou do que não existe, pois se assim não fosse, tudo nasceria de tudo sem necessitar de sementes. Se o que se destrói não passasse a ser outra coisa, passando a não existência, tudo já teria se acabado. Mas o Universo foi sempre tal como é hoje, e como tal será sempre e nada existe em que possa converter-se; pois fora do próprio Universo nada existe em que ele possa vir a se transformar ou com o qual ele possa ser trocado”.

“Há o vácuo, pois se ele não existisse, criando o espaço e a extensão, não teriam os corpos um local para estar, nem onde se movimentar como na verdade se movem”.

“Os corpos uns são compostos e outros são simples, porém estes podem também podem vir a formar corpos compostos. São estes corpos simples indivisíveis e imutáveis, que não podem passar a não existência, de tal maneira que permanecem eternamente estáveis, mesmo quando se dissolvem os corpos compostos.

Deste modo, precisamente os princípios fundamentais de todas as coisas, constituem as natureza intrínsecas destes pequenos corpos, átomos, ou seja, indivisíveis.”

“O Universo é infinito pela grandeza do vácuo e pela quantidade destes átomos. Os átomos se movem continuamente. Devem ter igual velocidade quando se deslocam no vácuo, sem se tocar em nada, pois supondo que nada encontrem que os detenha, nem os mais pesados correm mais que os mais leves, nem os menores que os maiores”.

“Os átomos não têm princípio já que eles e o vácuo são a causa de tudo. Não têm nenhuma qualidade a não ser a configuração, a grandeza e o peso.”

Na carta e Epicuro a Heródoto nós devemos destacar o princípio da conservação da matéria, a formação da matéria por átomos eternos e imutáveis que são indivisíveis, impenetráveis, invisíveis, animados de movimento próprio e, ainda, a existência do vácuo. Afirmou também que os átomos apresentam certo peso, e é estranho para nós que Demócrito, em sua teoria, não tenha feito esta afirmação.

Lito Lucrécio, importante e conhecido poeta romano, nasceu em 95 a.C. e morreu na cidade de Roma no ano de 52 a.C. Lucrécio entra para a História da Ciência por ter reproduzido no seu livro “De Rerum Natura” as idéias dos atomistas gregos Leucipo, Demócrito e Epicuro.

Como Roma na época de Lucrécio apresentava poucas idéias e um número pequeno de homens de ciência, as teorias filosóficas dos atomistas passaram a ser largamente difundidas. Além de divulgar os fundamentos da ciência grega, Lucrécio tambémpossuía suas próprias teorias sobre a hipótese atômica, atribuindo a eles formas geométricas distintas. Dizia que o mel tem um gosto suave e adocicado por ter átomos perfeitamente esféricos.

As obras de Lucrécio foram muito difundidas na época do Renascimento. No início do século XVII devemos destacar a figura do filósofo, astrônomo, matemático e físico francês Pierre Gassend, que defendeu as hipóteses dos atomistas gregos.

Atomística – História

Que consiste de muitos elementos separados, muitas vezes díspares: uma cultura atomista.

Composto de muitos elementos simples; também: caracteriza-se por ou resultantes da divisão em fragmentos desconexos ou antagonistas “uma sociedade atomizada”.

Sabemos que matéria é tudo que ocupa lugar no espaço e que uma porção (pedaço) limitada da matéria denomina-se corpo. Os corpos, quando manufaturados para servir de utensílios ao homem, formam os objetos.

Sabemos também que tanto a matéria, o corpo como o objeto é formado de diferentes espécies de substâncias e estas por minúsculas partículas básicas, denominadas átomos.

Este conceito é o que chamamos de teoria atômica, ou seja: “a matéria é constituída de átomos”.

Tanto a química moderna como outras ciências em geral, estão fundamentadas na teoria da constituição da matéria por átomos.

Ao longo da história os estudos da constituição da matéria sofreu muitas alterações devidos as teoria e modelos atômicos criados para explicar sua constituição.

Os Gregos

A primeira idéia do átomo surgiu cerca de 400 a 500 anos (a.C.), através dos pensamentos filosóficos dos gregos, que Segundo a história, Leucipo foi o primeiro a conceber a idéia de pequenas partículas, cada vez menores, constituindo a matéria.

Demócrito de Abdera, outro filósofo grego, discípulo de Leucipo, afirmava que o mundo material estava constituído de pequenas partículas o qual denominou átomo que significa: não tem partes (a = não; tomo = parte).

Demócrito de Abdera (Pré-socrático)

Demócrito de Abdera

Terão sido Leucipo, o mestre e pioneiro, e o seu aluno Demócrito que criaram o atomismo. Atestada por fontes seguras, a existência de Leucipo não pode ser posta em causa. Todavia pouco se sabe dele em particular, e é quase sempre impossível distinguir a sua contribuição da do discípulo.

Demócrito nasceu em 460 a. C e sobreviveu a Sócrates. Diz-se que este filósofo viveu até muito velho, provavelmente até cerca de 359 a.C.

Foi um espírito universal, viajou, visitou pelo menos, fora do mundo grego, o Egipto e a Pérsia, e a sua produção é enciclopédica: questões morais, física, matemática, as artes e a técnica eram disciplinas do seu interesse.

Para Demócrito, na origem de todas as coisas estão os átomos e o vazio (tudo o mais não passa de suposição). Os mundos são ilimitados, engendrados e perecíveis. Nada nasce do nada, nem retorna ao nada. Os átomos são ilimitados em grandeza e em número e são arrastados com o todo em turbilhão.

Assim nascem todos os compostos: o fogo, o ar, a água e a terra. Pois são conjuntos de átomos incorruptíveis e fixos devido à sua solidez. O Sol e a Lua são compostos de massas semelhantes, simples e redondas, inteiramente como a alma que não se separa do espírito. Nós vemos pela projeção de imagens, e tudo se faz por necessidade, pois o turbilhão é a causa universal, e é este turbilhão que é o destino (Diógenes Laércio, IX).

«O extravio das suas obras, devido à indiferença, e por vezes também à hostilidade de época ulteriores, constitui um dos maiores e mais lamentáveis “naufrágios literários” de toda a Antiguidade” (François Châtelet, História da Filosofia-Ideias, Doutrinas).

Modelos Atômicos – Históra

Evolução:

Modelo Atômico de J. Dalton (1808)

Modelo Atômico de J. Dalton

John Dalton, brilhante cientista inglês, através de experimentos, deu uma visão científica a idéia do átomo criada pelos antigos filósofos gregos.

Para Dalton cada átomo seria: uma partícula extremamente pequena (invisível), maciça, indivisível, esférica, indestrutível (numa reação ocorre rearranjo dos átomos) e que varia em tamanho e massa a depender do elemento químico.

A teoria (resumidamente: esfera maciça) é, didaticamente, associada a idéia de bolas de bilhar ou de gude, com tamanhos diferentes, representando os elementos químicos constituintes da matéria.

Modelo Atômico de J. J. Thomson (1897)

Modelo Atômico de J. J. Thomson

Próximo no final do século XIX, após diversos experimentos realizados por estudiosos como: Faraday, Crookes, Stoney, Becquerel, entre outros, Os cientistas suspeitaram da existência de partículas subatômicas e com carga elétrica, dentro do átomo.

Thomson, então, ao fazer experiências com gases rarefeitos submetidos ã descarga elétrica, em tubos de Crookes (alto vácuo), propôs um novo modelo atômico onde, o átomo seria uma partícula compacta, esférica mas não indivisível, formado por uma “geleia” com carga positiva, na qual estariam dispersas partículas ainda menores de carga negativa denominadas elétrons, em quantidade suficiente para tornarem o conjunto neutro.

Modelo Atômico de Rutherford (1911)

Modelo Atômico de Rutherford

No início do século XX, Ernest Rutherford, juntamente com uma equipe de colaboradores, realizou dentre muitas, a célebre experiência da “lâmina de ouro”, derrubando o modelo proposto por Thomson.

A experiência consistia em bombardear uma finíssima folha de ouro com partículas ? proveniente de um pedaço de metal polônio.

Com o experimento, Rutherford imaginou então que o átomo seria formado por um núcleo pequeno (prótons), com carga positiva e concentrando boa parte da massa. Em torno do núcleo estariam girando outras partículas muitas menores que o núcleo, denominadas elétrons.

Este modelo foi comparado ao sistema solar onde, o núcleo, representaria o sol e as partículas da eletrosfera, os planetas girando em torno do sol.

Modelo Atômico de Böhr (1913)

Modelo Atômico de Böhr

Este físico dinamarquês propôs um aperfeiçoamento do modelo de Rutherford, baseado nos conhecimentos e conceitos da Teoria Quântica e com sustentação experimental em eletroscopia, ele postulou que:

Os elétrons descrevem órbitas circulares(camadas) bem definidas, ao redor do núcleo, tendo cada órbita uma energia constante e sendo maior, quanto mais afastado do núcleo for a camada
Os elétrons quando absorvem energia “pulam” para uma camada superior (afastada do núcleo) e quando voltam para o seu nível de energia original liberam a energia recebida, na forma de onda eletromagnética(luz).

As camadas, orbitais ou níveis de energia foram denominadas K, L, M, N, O, P e Q.

Observação:

O modelo de Böhr, porem, não explicava o comportamento de átomos com vários elétrons.

Modelo Atômico de Sommerfeld (1916)

Modelo Atômico de Sommerfeld

A partir do modelo de Böhr, Arnold Sommerfeld propôs que os níveis de energia(camadas) estariam subdivididos em regiões menores denominadas subníveis de energia.

Os subníveis foram chamados de: (s, p, d, f ) a partir dos nomes técnicos da espectografia –Sharp, Principal, Difuse e Fundamental.

Ao pesquisar o átomo, Sommerfeld concluiu que os elétrons de um mesmo nível, ocupam órbitas de trajetórias diferentes ( circulares e elípticas ) a que denominou de subníveis, que podem ser de quatro tipos: s , p , d , f . Arnold Sommerfeld (1868-1951).

Arnold Sommerfeld

Arnold Sommerfeld

Período: (1868 – 1951)

Nacionalidade: Alemão

Área: Matemática e Física

Arnold Johannes Wilhelm Sommerfeld, nasceu em Konigsberg – Prússia(hoje Kaliningrado, Rússia) a 5 de dezembro de 1868 e faleceu em Munique na Alemanha a 26 de abril de 1951 devido a um ferimento adquirido em acidente de transito. Casou-se dom Johanna Höpfner e teve três filhos e uma filha.

Era filho de Médico, desde pequeno tinha muito interesse nas ciências exatas, embora sai-se bem em todas as disciplinas escolares. Quando terminou os estudos regulares resolveu estudar matemática na universidade de Konigsberg mas paralelamente continuou a se interessar em ciências naturais e filosofia.

Fornou-se doutor em Matemática no ano de 1891, trabalhando como professor de matemática, física e engenharia, desenvolveu trabalhos teóricos sobre lubrificação hidrodinâmica, sobre giroscópio (dispositivo usado para orientação de navios, aviões e espaçonaves,) e a propagação de ondas eletromagnéticas em meios dispersivos.

Entre 1906 e 1931 trabalhou como professor de Física na Universidade de Munique. Onde entrou em contato com a teoria da Relatividade de Albert Einstein.

Teve muitos alunos de destaque nas ciências como por exemplo: Heisenberg, Wolfgang Pauli, Hans Bethe e Peter Debye.

Seu livro: Estrutura atômica e linhas espectrais de 1919 tornou-se um clássico da teoria atômica.

Tornou-se também um dos fundadores da mecânica quântica, tendo sido o codescobridor da lei de quantização de Sommerfeld-Wilson , uma generalização do modelo atômico de Bohr, substituída, mais tarde, pela equação de Schrödinger.

Sua principal contribuição para a evolução do modelo atómico foi a inclusão no modelo de Niels Bohr, os orbitais elípticos e a relatividade restrita, obtendo assim o modelo-Sommerfeld que dividia os níveis em subníveis(regiões menores) o que eliminava a decadência do elétron que ocorria no modelo anterior(Bohr) acrescentando mais dois números quânticos(azimutal e o magnético) além de estabelecer que os orbitais não tinham que se estabelecer num mesmo plano.

Didaticamente colocamos assim: Os elétrons estão na eletrosfera em camadas que estariam subdivididas em regiões menores denominadas subníveis(s,p,d,f…)de energia., não necessariamente circulares.

MODELO ATÔMICO ATUAL

Schrodinger, em 1926, lançou as bases da Mecânica Quântica Ondulatória, apresentando um novo modelo atômico que ainda é valido. No modelo os elétrons passam a ser partículas-onda.

Schrodinger

Neste novo modelo estão alguns princípios que muda completamente a idéia de que os elétrons são “bolinhas” em movimento rápido, girando em torno do núcleo.

Princípios do modelo atômico atual:

Princípio da dualidade: Proposto por De Broglie em 1924, fala que o elétron em movimento está associado a uma onda característica (partícula-onda).
Princípio da incerteza: Proposto por Heisenberg em 1926, fala que é impossível calcular a posição e a velocidade de um elétron, num mesmo instante.
Princípio do orbital: Estabelecido por Schrodinger em 1926, fala que existe uma região do espaço atômico onde haveria maior probabilidade de encontrar o elétron, denominado de orbital.
Princípio da exclusão: Estabelecido por Wolfang Pauli em 1925, fala que em um átomo, dois elétrons não podem apresentar o mesmo conjunto de números quânticos.
Princípio da máxima multiplicidade: Estabelecido por Hund, fala que durante a caracterização dos elétrons de um átomo, o preenchimento de um mesmo subnível deve ser feito de modo que tenhamos o maior número possível de elétrons isolados, ou seja, desemparelhados.

Em 1932, James Chadwick provou que, no núcleo não existiam somente cargas elétricas positivas, mas também, partículas com carga neutra que de certa forma isolam os prótons, evitando repulsões, e por isso foram denominados de nêutrons.

James Chadwick

Período: (1891-1974)

Nacionalidade: Inglês

Área: Física

James Chadwick

Físico Inglês, nascido em Cheshire, Reino Unido em 1891 e falecido em Londre em1974, filho de Joshep Chadwick e Anne Knowle, ingressou em Manchester University em 1908 para estudar Física graduando-se com honras em 1911.

Iniciou trabalhando com Rutherford, tornando-se especialista em fenômenos radioativos, o que o levou a ganhar vários prémios. Durante a primeira guerra mundial esteve detido, tendo depois voltado em 1919 para a Inglaterra para lecionar física e trabalhar com seu mestre Ruterford no laboratório de Cavendish.

Em 1925 Casou-se com a estudante Aileen Stewart-Brown e teve duas filhas.

Sua principal contribuição para o desenvolvimento da Física ocorreu em 1932 com a descoberta de uma partícula nuclear chamada de nêutron por não possuir carga elétrica. Esta descoberta lhe valeu o Prémio Nobel de Física em 1935.

Destaques biográficos:

1927 – Eleito membro da Royal Society
1932 – Descoberta dos nêutrons
1932 – Recebeu a medalha Huges Medal da Royal Society
1935 – Nobel de Física
1935 – Titular da cadeira de Física Lyon Jones, na University of Liverpool
1935 – Tornou-se cientista- diretor do projeto britânico da bomba atômica
1943 -1946 – Trabalhou nos Estados Unidos como chefe da missão britânica integrada ao Projeto Manhattan para o desenvolvimento da bomba atômica
1948 – Regressou à Inglaterra e retirou-se de suas atividades de pesquisador em física para assumir como master do Gonville e Caius College, Cambridge University.

Cronologia

450 a.C. – Leucipo: A matéria pode se dividir em partículas cada vez menores.
400 a.C. – Demócrito: Denominação átomo para a menor partícula de matéria. Considerado o pai do atomismo grego.
60 a.C. – Lucrécio: Autor do poema De Rerum Natura, através do qual foi consolidado o atomismo de Demócrito.
1661 – Boyle: Autor do livro Sceptical chemist, no qual defendeu o atomismo e deu o primeiro conceito de elemento com base experimental.
1808 – Dalton: Primeiro modelo atômico com base experimental. O átomo é uma partícula maciça e indivisível. O modelo vingou até 1897.
1834 – Faraday: Estudo quantitativo de eletrólise, através do qual surgiu a idéia da eletricidade associada aos átomos.
1859: Primeiras experiências de descargas elétricas em gases a pressão reduzida (ao redor de 10 mmHg). Descoberta dos “raios” posteriormente chamados catódicos.
1874 – Stoney: Admitiu que a eletricidade estava associada aos átomos em quantidades discretas. Primeira idéia de quantização da carga elétrica.1879 – Crookes: Primeiras experiências de descarga elétrica a alto vácuo.
1886 – Goldstein: Descargas elétricas em gases a pressão reduzida com cátodo perfurado. Descoberta dos raios canais ou positivos.
1891 – Stoney: Deu o nome de elétron para a unidade de carga elétrica negativa.
1895 – Röentgen: Descoberta dos raios X.
1896 – Becquerel: Descoberta da radioatividade.
1897 – Thomson: Descargas elétricas em alto vácuo (tubos de Crookes) levaram à descoberta do elétron. O átomo seria uma partícula maciça, mas não indivisível. Seria formado por uma geléia com carga positiva, na qual estariam incrustados os elétrons (modelo do pudim de passas). Determinação da relação carga/massa (e/m) do elétron.
1898 – Casal Curie: Descoberta do polônio e do rádio.
1900 – Max Planck: Teoria dos quanta.
1905 – Einstein: Teoria da relatividade. Relação entre massa e energia (e = mc2). Esclarecimento do efeito fotoelétrico. Denominação fóton para o quantum de energia radiante.
1909 – Millikan: Determinação da carga do elétron.
1911 – Rutherford: O átomo não é maciço nem indivisível. O átomo seria formado por um núcleo muito pequeno, com carga positiva, onde estaria concentrada praticamente toda a sua massa. Ao redor do núcleo ficariam os elétrons, neutralizando sua carga. Este é o modelo do átomo nucleado, um modelo que foi comparado ao sistema planetário, onde o Sol seria o núcleo e os planetas seriam os elétrons.
1913 – Bohr: Modelo atômico fundamentado na teoria dos quanta e sustentado experimentalmente com base na espectroscopia. Distribuição eletrônica em níveis de energia. Quando um elétron do átomo recebe energia, ele salta para outro nível de maior energia, portanto mais distante do núcleo. Quando o elétron volta para o seu nível de energia primitivo (mais próximo do núcleo), ele cede a energia anteriormente recebida sob forma de uma onda eletromagnética (luz).
1916 – Sommerfeld: Modelo das órbitas elípticas para o elétron. Introdução dos subníveis de energia.
1920 – Rutherford: Caracterização do próton como sendo o núcleo do átomo de hidrogênio e a unidade de carga positiva. Previsão de existência do nêutron.
1924 – De Broglie: Modelo da partícula-onda para o elétron.
1926 – Heisenberg: Princípio da incerteza.
1927 – Schrödinger: Equação de função de onda para o elétron.
1932 – Chadwick: Descoberta do nêutron.

Carga elétrica

	Natureza	Valor relativo	Massa relativa
Próton	Positiva	+1	1
Nêutron	Não existe	0	1
Elétron	Negativa	-1	1/1836

Camadas eletrônicas

Os elétrons estão distribuídos em camadas ou níveis de energia:

núcleo	camada
	K	L	M	N	O	P	Q
	1	2	3	4	5	6	7
	nível

Número máximo de elétrons nas camadas ou níveis de energia:

K	L	M	N	O	P	Q
2	8	18	32	32	18	2

Subníveis de energia

As camadas ou níveis de energia são formados de subcamadas ou subníveis de energia, designados pelas letras s, p, d, f.

Subnível				s	p	d	f
Número máximo de elétrons				2	6	10	14

Subníveis conhecidos em cada nível de energia:

Subnível		1s	2s 2p	3s 3p 3d	4s 4p 4d 4f	5s 5p 5d 5f	6s 6p 6d	7s
Nível		1	2	3	4	5	6	7
		K	L	M	N	O	P	Q

Subníveis em ordem crescente de energia:

1s	2s	2p	3s	3p	4s	3d	4p	5s	4d	5p	6s	4f	5d	6p	7s	5f	6d

Preenchimento dos subníveis

Os subníveis são preenchidos sucessivamente, na ordem crescente de energia, com o número máximo de elétrons possível em cada subnível. (Regra de aufbau).

Os números quânticos indicam a energia do elétron no átomo e a região de máxima probabilidade de se encontrar o elétron.

O número quântico principal (n) indica o nível de energia. Varia de n = 1 a n = ¥, respectivamente, no 1º, 2º, 3º, … nível de energia.

O número máximo de elétrons em cada nível é dado por 2n2. Entre os átomos conhecidos, no estado fundamental, o número máximo de elétrons num mesmo nível é 32.

O número quântico secundário ou azimutal (l) indica a energia do elétron no subnível. Nos átomos conhecidos, no estado fundamental, há quatro subníveis, representados por s, p, d, f, em ordem crescente de energia.

Subnível				s	p	d	f
Número quântico azimutal				l = 0	l = 1	l = 2	l = 3

Orbitais

Os subníveis são formados de orbitais. Orbital é a região da eletrosfera onde há maior probabilidade de estar localizado o elétron do átomo. O número máximo de elétrons em cada orbital é 2.

A cada orbital foi atribuído um número quântico magnético (m) cujo valor varia de -l a +l, passando por zero.

subnível s	um só orbital s	(0)
subnível p	três orbitais p	(-1) (0) (+1)
subnível d	cinco orbitais d	(-2) (-1) (0) (+1) (+2)
subnível f	sete orbitais f	(-3) (-2) (-1) (0) (+1) (+2) (+3)

O orbital s tem forma esférica. Os orbitais p têm forma de duplo ovóide e são perpendiculares entre si (estão dirigidos segundo três eixos ortogonais x, y e z.

Spin

Spin é o movimento de rotação do elétron em torno de seu eixo. Pode ser paralelo ou antiparalelo.
A cada um deles foi atribuído um número quântico: + 1/2 e -1/2.

Princípio da exclusão de Pauli

Em um mesmo átomo, não existem dois elétrons com quatro números quânticos iguais.
Como conseqüência desse princípio, dois elétrons de um mesmo orbital têm spins opostos.
Um orbital semicheio contém um elétron desemparelhado; um orbital cheio contém dois elétrons emparelhados (de spins opostos).

Regra de Hund

Ao ser preenchido um subnível, cada orbital desse subnível recebe inicialmente apenas um elétron; somente depois de o último orbital desse subnível ter recebido seu primeiro elétron começa o preenchimento de cada orbital semicheio com o segundo elétron.

Elétron de maior energia ou elétron de diferenciação é o último elétron distribuído no preenchimento da eletrosfera, de acordo com as regras estudadas.

Periodicidade química

Cronologia

1829: Lei das Tríades de Döbereiner

1863: Parafuso telúrico de Chancourtois

1864: Lei das oitavas de Newlands

1869: Lei periódica de Mendeleev e Lothar Meyer. Classificação periódica com os elementos em ordem crescente de massas atômicas.

1913: Lei de Moseley: conceito atual de número atômico. Classificação periódica com os elementos em ordem crescente de números atômicos

1829: Lei das Tríades de Döbereiner

1863: Parafuso telúrico de Chancourtois

1864: Lei das oitavas de Newlands

1869: Lei periódica de Mendeleev e Lothar Meyer. Classificação periódica com os elementos em ordem crescente de massas atômicas.

1913: Lei de Moseley: conceito atual de número atômico. Classificação periódica com os elementos em ordem crescente de números atômicos

Períodos e famílias

Períodos são as sete filas horizontais da Tabela Periódica; 1o, 2o, 3o, 4o, 5o, 6o, 7o. Reúnem elementos com configurações eletrônicas diferentes, portanto, com propriedades diferentes.
Famílias ou grupos são as dezoito colunas verticais da Tabela Periódica. Reúnem elementos com configurações eletrônicas semelhantes, portanto, com propriedades semelhantes.

Elementos representativos são aqueles cujo subnível de maior energia de seus átomos é s (bloco s) ou p (bloco p).

Bloco s	Grupos IA e IIA
Bloco p	Grupos IIIA, IVA, VA, VIA, VIIA e 0

Elementos de transição são aqueles cujo subnível de maior energia de seus átomos é d. Constituem o bloco d, os Grupos IB, IIB, IIIB, IVB, VB, VIB, VIIB E VIIIB.

Elementos de transição interna são aqueles cujo subnível de maior energia de seus átomos é f. Constituem o bloco f, os lantanídios (Z = 59 e Z = 71) e os actinídeos (Z = 89 a Z = 103).

O átomo de um elemento localizado no enésimo (nº) período tem seus elétrons distribuídos em n níveis de energia.

Exemplo: elementos do 5º período têm os elétrons de seus átomos distribuídos em 5 níveis de energia.

Principais famílias

IA	Metais alcalinos: Li Na K Rb Cs Fr
IIA	Metais alcalino-terrosos: Be Mg Ca Sr Ba Ra
IVA	Família do carbono: C Si Ge Sn Pb
VA	Família do nitrogênio: N P As Sb Bi
VIA	Calcogênios: 0 S Se Te Po
VIIA	Halogênios: F Cl Br I At
0	Gases nobres: He Ne Ar Kr Xe Rn

Para os elementos representativos e dos Grupos IB e IIB, o número do grupo é o número de elétrons no último nível de energia do átomo (camada de valência).

	IA	IIA	IB	IIB	IIIA	IVA	VA	VIA	VIIA	0
Número de elétrons na camada de valência	1	2	1	2	3	4	5	6	7	8
	s1	s2	s1	s2	s2p1	s2p2	s2p3	s2p4	s2p5	s2p6

Propriedades periódicas

Propriedades periódicas – Os valores crescem e decrescem sucessivamente à medida que aumenta o número atômico. A maioria das propriedades dos elementos são periódicas.
Propriedades aperiódicas – Os valores somente crescem ou decrescem à medida que aumenta o número atômico.
Exemplos:massa atômica e calor específico.
Energia de ionização é a energia necessária para arrancar um elétron de um átomo no estado gasoso.
Eletroafinidade ou afinidade eletrônica é a energia envolvida na entrada de um elétron num átomo no estado gasoso.

Ligações químicas pelo modelo do octeto

Teoria do octeto

Na natureza, todos os sistemas tendem a adquirir a maior estabilidade possível. Os átomos ligam-se uns aos outros para aumentar a sua estabilidade. Os gases nobres são as únicas substâncias formadas por átomos isolados.

Conclusão: os átomos dos gases nobres são os únicos estáveis.

Os átomos dos gases nobres são os únicos que possuem a camada da valência completa, isto é, com oito elétrons (ou dois, no caso da camada K).

Conclusão: a saturação da camada da valência com oito elétrons (ou dois, no caso da camada K) aumenta a estabilidade do átomo.

A configuração eletrônica com a camada da valência completa é chamada configuração estável. Os átomos dos gases nobres são os únicos que já têm a camada da valência completa.

Teoria do octeto – Os átomos dos elementos ligam-se uns aos outros na tentativa de completar a camada da valência de seus átomos. Isso pode ser conseguido de diversas maneiras, dando origem a diversos tipos de ligações químicas.

Ligações químicas

Ligação iônica ou eletrovalente é a atração eletrostática entre íons de cargas opostas num retículo cristalino. Esses íons formam-se pela transferência de elétrons dos átomos de um elemento para os átomos de outro elemento.

Para se formar uma ligação iônica, é necessário que os átomos de um dos elementos tenham tendência a ceder elétrons e os átomos do outro elemento tenham tendência a receber elétrons.

Quando os átomos de dois elementos A e B têm ambos tendência a ceder ou a receber elétrons, não pode se formar uma ligação iônica entre eles.

Os átomos com tendência a ceder elétrons apresentam um, dois ou três elétrons na camada da valência; são todos átomos de metais, com exceção dos átomos de H e He. Os átomos com tendência a receber elétrons apresentam quatro, cinco, seis e sete elétrons na camada da valência; são os átomos dos não-metais e do H.

Uma ligação iônica forma-se entre um metal e um não-metal ou entre um metal e o H. Os elétrons são transferidos dos átomos dos metais para os dos não-metais ou do H.

Os átomos dos metais, cedendo elétrons, transformam-se em íons positivos ou cátions, e os átomos dos não-metais ou do H, recebendo elétrons, transformam-se em íons negativos ou ânions.

Todo ânion monoatômico tem configuração estável, semelhante à de um gás nobre, porque, na formação do ânion, o átomo recebe exatamente o número de elétrons que falta para ser atingida a configuração estável.

Nem todo cátion monoatômico tem configuração estável. O átomo, ao ceder os elétrons de sua camada da valência , nem sempre fica com configuração estável.

Os cátions dos metais alcalinos e alcalino-terrosos, bem como o cátion de alumínio, têm configurações estáveis. Os cátions dos metais de transição não têm, em sua maioria, configuração estável.

Valência é o poder de combinação dos elementos. O conceito de valência foi criado por Berzelius, em 1820.

Eletrovalência é a valência do elemento na forma iônica. É igual à carga do seu íon monoatômico.

Ligação covalente é um par de elétrons compartilhado por dois átomos, sendo um elétron de cada átomo participante da ligação.

Ligação dativa ou coordenada é um par de elétrons compartilhado por dois átomos, no qual os dois elétrons são fornecidos apenas por um dos átomos participantes da ligação. Forma-se quando um dos átomos já tem o seu octeto completo e o outro ainda não.

Ligação metálica é constituída pelos elétrons livres que ficam entre os cátions dos metais (modelo do gás eletrônico ou do mar de elétrons). Os metais são constituídos por seus cátions mergulhados em um mar de elétrons.

A ligação metálica explica a condutividade elétrica, a maleabilidade, a ductilidade e outras propriedades dos metais.

Eletronegatividade de um elemento é uma medida da sua capacidade de atrair os elétrons das ligações covalentes das quais ele participa.

Quanto maior for a capacidade de um átomo de atrair os elétrons das ligações covalentes das quais ele participa, maior será a sua eletronegatividade.

Ligação covalente polar é aquela que constitui um dipolo elétrico. Forma-se quando as eletronegatividades dos elementos ligados são diferentes.

Ligação covalente apolar é aquela que não constitui dipolo elétrico. Neste caso, as eletronegatividades dos átomos ligados são iguais.

Tipos de substâncias

Substância iônica ou eletrovalente é toda substância que apresenta pelo menos uma ligação iônica. Mesmo as substâncias que apresentam ligações iônicas e covalentes são classificadas como iônicas.

Substância molecular apresenta somente ligações covalentes e é formada por moléculas discretas.

Substância covalente apresenta somente ligações covalentes e é formada por macromoléculas.

Propriedade das substâncias iônicas
Alto ponto de fusão (PF) e ponto de ebulição (PE).
Sólidas à temperatura ambiente.
Conduzem a corrente elétrica no estado fundido e não no estado sólido.
Cristais duros e quebradiços.

As substâncias moleculares não apresentam as propriedades acima. As substâncias covalentes, ao contrário das moleculares, têm PF e PE altíssimos (analogia com as iônicas).

Fórmulas eletrônicas e estruturais

Estruturas de Lewis ou fórmulas eletrônicas são representações dos pares de elétrons das ligações covalentes entre todos os átomos da molécula, bem como dos elétrons das camadas da valência que não participam das ligações covalentes.
Estruturas de Couper ou fórmulas estruturais planas são representações, por traços de união, de todas as ligações covalentes entre todos os átomos da molécula.
Simples ligação é uma ligação covalente entre dois átomos (A – B).
Ligação dupla são duas ligações covalentes entre dois átomos (A = B).
Ligação tripla são três ligações covalentes entre dois átomos (A º B).

Número de oxidação

Número de oxidação (nox) é um número associado à carga de um elemento numa molécula ou num íon.

O nox de um elemento sob forma de um íon monoatômico é igual à carga desse íon, portanto é igual à eletrovalência do elemento nesse íon.

O nox de um elemento numa molécula e num íon composto é a carga que teria o átomo desse elemento supondo que os elétrons das ligações covalentes e dativas se transferissem totalmente do átomo menos eletronegativo para o mais eletronegativo, como se fosse uma ligação iônica.

Elementos com nox fixo em seus compostos
metais alcalinos (+1)
metais alcalino-terroso (+2)
alumínio (+3)
prata (+1)
zinco (+2)

O oxigênio é o mais eletronegativo de todos os elementos, exceto o flúor. O oxigênio tem nox negativo em todos os seus compostos, exceto quando ligado ao flúor.

Na grande maioria de seus compostos, o oxigênio tem nox = -2. Nos peróxidos (grupo -O-O-) o oxigênio tem nox = -1.

O hidrogênio é menos eletronegativo que todos os não-metais e semimetais; por isso, quando ligado a esses elementos, tem nox positivo e sempre igual a +1.

O hidrogênio é mais eletronegativo que os metais; por isso, quando ligado a esses elementos, tem nox negativo e sempre igual a -1.

A soma dos nox de todos os átomos de:

Uma molécula é igual a zero.

Um íon composto é igual à carga do íon.

O nox de qualquer elemento sob forma de substância simples é igual a zero.

O nox máximo de um elemento é igual ao número do grupo onde está o elemento na Tabela Periódica, com exceção dos elementos do Grupo VIIIB.

O nox mínimo é igual a (número do grupo – 8),no caso de o elemento ser um não-metal ou um semimetal.

Nox e valência – O nox de um elemento na forma de um íon monoatômico é igual à sua eletrovalência. O nox de um elemento na forma de molécula ou de íon composto não é obrigatoriamente igual à sua valência. A valência, nesses casos, é dada pelo número de ligações covalentes e dativas. Cada ligação covalente conta como uma unidade de valência, e cada ligação dativa, como duas unidades de valência.

Ligação covalente pelo modelo do orbital molecular

Orbital molecular

Orbital molecular é a região de máxima probabilidade de se encontrar o par de elétrons compartilhado da ligação covalente.

Orbital molecular sigma ou ligação sigma resulta da interpenetração, num mesmo eixo, de dois orbitais atômicos semicheios, um de cada átomo de ligação, com elétrons de spins opostos.

Orbital molecular pi ou ligação pi resulta da interpenetração em paralelo de dois orbitais atômicos semicheios, um de cada átomo da ligação, com elétrons de spins opostos.

Uma ligação simples (A – B) é sempre sigma.

Uma ligação dupla (A = B) é sempre uma ligação sigma e outra pi.

Uma ligação tripla (A º B) é sempre uma ligação sigma e duas ligações pi.

Polaridade das moléculas – ligações intermoleculares

Ligação covalente e polaridade

Ligação covalente apolar – Os átomos ligados têm igual eletronegatividade.
Ligação covalente polar – Os átomos ligados têm diferente eletronegatividade. A toda ligação covalente polar está associado um vetor polarização, orientado da carga positiva para a negativa.
Ligação covalente polar – Ligação intermediária entre a ligação covalente apolar e a ligação iônica.

Polaridade das moléculas

Molécula apolar – A soma vetorial dos vetores polarização associados a todas as ligações covalentes polares da molécula é nula.
Molécula polar – A soma vetorial dos vetores polarização associados a todas as ligações covalentes polares na molécula é diferente de zero.

Polaridade e solubilidade

Polaridade e solubilidade: “O semelhante dissolve o semelhante.”

Substância polar dissolve substância polar e não dissolve ou dissolve pouca quantidade de substância apolar.

Substância apolar dissolve substância apolar e não dissolve ou dissolve pouca quantidade de substância polar.

Ligações intermoleculares ou forças de van der Waals

Ligações intermoleculares ou ligações de van der Waals, ou forças de van der Waals :

I – atração dipolo induzido: dipolo induzido ou forças de dispersão de London
II – atração dipolo permanente: dipolo permanente
III – ponte de hidrogênio ou ligação de hidrogênio

Substâncias apolares estabelecem somente ligações intermoleculares I.

Substâncias polares sem ligações H – F, O – H e N – H estabelecem ligações intermoleculares I e II.

Substâncias polares com ligações H – F, O – H e N – H estabelecem ligações intermoleculares I e III.

Quanto maior for o tamanho da molécula, mais fortes serão as forças de dispersão de London.

Quanto mais fortes forem as ligações intermoleculares, mais elevada será a temperatura de ebulição.

Radiotividade

Radioatividade é a emissão espontânea de partículas e/ou radiações de núcleos instáveis.

Emissões radioativas naturais	Natureza	Velocidade relativa à da luz (c)	Poder de penetração relativo	Poder de ionização relativo
a	2 prótons + 2 nêutrons	5 a 10%	1	10 000
b	elétron	40 a 95%	100	100
g	onda eletromagnética	100%	10 000	1

Séries radioativas naturais

Elementos radioativos naturais – Todos com Z £ 84; parte dos que têm Z entre 81 e 83. São exceções os isótopos radioativos naturais com Z < 81.

Séries radioativas naturais:

Série do urânio 238U –>  206Pb (4n + 2)

Série do tório 232Th –>  208Pb (4n)

Série do actínio 235U –>  207Pb (4n + 3)

Contador Geiger-Muller é o aparelho usado para detectar radioatividade. As emissões radioativas ionizam os gases, tornando-os condutores de eletricidade; este é o princípio de funcionamento do aparelho.

Cinética das radiações

v = k·N

v = velocidade de desintegração ou atividade radioativa

k = constante radioativa

N = número de átomos do elemento radioativo

Meia-vida (t1/2) é o tempo depois do qual metade dos átomos da amostra se desintegra.

k·t1/2 = 0,693

Vida média = 1/k

A velocidade de desintegração ou atividade radioativa não depende de fatores externos como pressão e temperatura, nem da substância sob a qual se apresenta o elemento radioativo. Só depende do número de átomos N do elemento radioativo presentes na amostra.

Transmutação artificial (Rutherford, 1919)

14N + 4a –> 17O + 1p

A partir dessa, muitas outras transmutações foram conseguidas.

Fissão atômica e fusão nuclear

Fissão atômica – Transmutação com divisão do núcleo, dando dois núcleos menores. É a transmutação da bomba atômica.
Fusão nuclear – Transmutação com união de dois núcleos, dando um único núcleo. É a transmutação da bomba de hidrogênio.

Fonte: www.slideshare.net/br.geocities.com/www.pucrs.br