Introdução
No final
do século XIX, em 1897, foi descoberta a primeira partícula por Joseph John Thomson, o electrão.
Ernest
Rutherford, bombardeando uma chapa metálica com partículas alfa, descobriu que apenas uma
pequena fracção dessas sofria desvio de trajectória. Com isso, concluiu que as
partículas que não se desviavam não encontravam, no metal, obstáculo que
causasse a deflexão de sua trajectória. Dessa forma, criou um modelo, no qual
os electrões
giravam em torno do
núcleo atómico, que considerou a região central do átomo, onde havia a maior parte da massa atómica.
núcleo atómico, que considerou a região central do átomo, onde havia a maior parte da massa atómica.
Com base nessas pesquisas, foi feito
este trabalho com o intuito de aumentar o nosso conhecimento sobre o que
podemos denominar partículas, neste trabalho de pesquisa iremos debruçar de
forma resumida e de fácil entendimento várias informações sobre partículas.
Partícula sub - atómica
O termo partícula deriva do latim «partícula»
e significa parte muito pequena, corpo diminuto ou corpúsculo.
Seguindo-se
o raciocínio
reducionista, esses
minúsculos elementos ou "corpúsculos" (se assim podemos nos permitir
a definir) estão na base de tudo o que existe no Universo, sendo então entendidos nas teorias
associadas como estados específicos fundamentais da matéria e energia.
Partícula sub – atómica: é a designação
genérica daquelas cujas dimensões são muito menores que as de um átomo.
Entre
as partículas sub - atómicas, existem determinadas denominações que foram
escolhidas para designar os números quânticos.
O conhecimento das propriedades destas
partículas foi a partir do final do século XIX. Tipos de partículas mais
comuns:
Ø Electrões;
Ø Protões;
Ø Neutrões.
Além de algumas partículas essenciais citadas acima existem ainda assim
outras partículas conforme se pode ver algumas abaixo:
Partículas
|
Massa
|
Carga eléctrica
|
Próton
|
1
|
+1
|
Néutron
|
1
|
0
|
Pósitron
|
1/840
|
+1
|
Muon
Positivo
|
1/9
|
+1
|
Muon
Negativo
|
1/9
|
-1
|
Méson
Positivo
|
1/7
|
+1
|
Méson Negativo
|
1/7
|
-1
|
Méson
Neutro
|
1/7
|
0
|
Neutrino
|
0
|
0
|
No decorrer
do século XX, foi comprovada a existência de aproximadamente 200 destes
corpúsculos. Neste período, foram descobertas muitas das leis que governam as
inter-relações e interacções entre essas partículas, as forças e campos que
regem o Universo. Sua quantidade e complexidade levaram ao desenvolvimento de
formulações matemáticas cada vez mais complexas, na tentativa de predizer seu
comportamento.
É válido lembrar que, não importa o
elemento, as mesmas partículas sub - atómicas compõem o átomo. O que varia é o
número de tais partículas em cada elemento. Os protões e neutrões se localizam no núcleo atómico, já os electrões
estão fora do núcleo. Cada partícula sub - atómica possui uma carga
eléctrica associada, ou seja, a matéria pode estar carregada electricamente com
carga positiva ou negativa, veja:
Ø Electrões:
carga negativa;
Ø Neutrões:
carga neutra (nula);
Ø Protões:
carga positiva.
Mas, considerando a carga total de um
átomo, pode-se dizer que em geral ele é neutro, não possui carga. Um número
igual de protões e electrões resulta num número igual de cargas positivas e
negativas, portanto, elas se cancelam (se anulam). A menos, é claro, que esteja
na forma de íons, neste caso, o átomo ganha uma carga positiva ou negativa.
Outras considerações importantes sobre as principais partículas sub - atómicas estão dispostas na tabela a seguir:
Repare que a massa de um electrão é muito menor do que a de um protão ou neutrão. São necessários quase 2000 electrões para igualar a massa de um único protão.
Estrutura do átomo
A
noção de átomo tem os seus primórdios no filósofo grego Demócrito que, no séc. IV AC, e contra as ideias dominantes de Aristóteles, considerava a matéria
composta de partículas indivisíveis, os átomos. Só em 1808 um cientista inglês, Dalton, formulou uma definição precisa acerca dos átomos. As suas
hipóteses foram as seguintes:
Ø Os elementos são constituídos por partículas
extremamente pequenas, chamados átomos. Todos os átomos de um dado elemento são
idênticos, têm o mesmo tamanho, massa e propriedades químicas. Os átomos de um
elemento são diferentes dos átomos de outro elemento qualquer.
Ø Os compostos são constituídos por átomos de
mais do que um elemento. Em qualquer composto a razão entre o número de átomos
de qualquer dos elementos é um número inteiro, ou uma fracção simples.
Ø Uma reacção química envolve apenas separação,
combinação ou rearranjo dos átomos. Não resulta na sua criação ou destruição.
Dalton
imaginava o átomo como uma unidade indivisível, mas na realidade este possui
uma estrutura interna de partícula sub - atómicas: electrões, protões e
neutrões.
Actualmente sabemos, e vimos acima que os átomos são
constituídos por três tipos diferentes de partículas fundamentais:
Ø Protões, neutrões e
electrões.
No núcleo (centro) do átomo estão os protões e os neutrões,
enquanto os electrões giram em
seu redor.
Os electrões de um átomo ocupam
determinados níveis de energia (o número de electrões em cada nível de
energia é expressa pela distribuição electrónica). As três partículas
fundamentais do átomo têm as seguintes propriedades:
É o número de protões (número atómico)
que diferencia um elemento químico (tipo de átomo) de outro. Um átomo que
tenha 10 protões pertence a um elemento químico diferente de um outro que
tenha 11 protões.
Quando um átomo ganha ou perde um ou mais electrões, deixa de ter carga
eléctrica neutra e passa a ser um ião.
No caso de ganhar um ou mais electrões passa a ser anião (ião negativo). Se o
átomo perder um ou mais electrões passa a ser um catião (ião positivo).
Quando os
átomos se combinam entre si, dão origem a moléculas.
|
|||||||||||||||
Todas as substâncias são feitas de
matéria e a unidade fundamental da matéria é o átomo. O átomo constitui a menor
partícula de um elemento que participa em reacções químicas e pode ou não
existir de maneira independente
Se o núcleo de um átomo fosse do tamanho
de um limão com um raio de 3 cm, os electrões mais afastados estariam cerca de 3 km de distância.
Os
cientistas, por meio de técnicas avançadas, já perceberam a complexidade do
átomo. Já comprovaram a presença de inúmeras partículas em sua constituição e
desvendaram o comportamento dessas partículas. Mas para construir alguns
conceitos que ajudam a entender a química do dia-a-dia, o modelo de átomo
descrito por Rutherford e Bohr é suficiente. Na constituição dos átomos
predominam os espaços vazios. O núcleo, extremamente pequeno, é constituído por
protões e neutrões. Em torno dele, constituindo a electrosfera, giram os electrões.
O
diâmetro da electrosfera de um átomo é de 10,000 a 100,000 vezes maior que o
diâmetro de seu núcleo, e sua estrutura interna pode ser considerada, para
efeitos práticos, oca; pois para encher todo este espaço vazio de protões e neutrões
(ou núcleos) necessitaríamos de um bilhão de milhões de núcleos…
O átomo
de hidrogénio é constituído por um só protão com um só electrão girando ao seu
redor. O hidrogénio é o único elemento cujo átomo pode não possuir neutrões.
Os
átomos, contendo electrões, são contudo electricamente neutros, pelo que cada átomo deveria conter igual número de
cargas positivas e de cargas negativas.
Estrutura electrónica dos átomos
Como sabemos, a luz solar é
constituída pela sobreposição de radiações de diferentes cores, desde o
vermelho ao violeta, sendo o conjunto dessas radiações designado por espectro
visível.
De facto, desde os trabalhos
de Newton que se sabia que,
embora a luz do sol seja branca, quando um feixe dessa luz atravessa certos
meios transparentes origina uma série de cores, que vão do vermelho ao violeta.
A luz branca é constituída por uma série contínua de radiações que podem ser separadas
num prisma, dando origem ao espectro visível.
Existem também outras
radiações, para além do visível, que se manifestam de outra forma, como as
radiações no infravermelho, ultravioleta, ondas de rádio, raios X, etc.
Durante muito tempo
discutiu-se a natureza dessas radiações. Surgiram a teoria corpuscular (Newton)
e ondulatória (Huygens),
acabando por vencer esta última pois explicava todos os fenómenos até então conhecidos,
como a reflexão, difracção, interferências, etc.
Em 1864 Maxwell estabeleceu que qualquer
radiação visível ou invisível era a propagação de um campo eléctrico e de um
campo magnético vibratório, constantemente normais entre si. Esta propagação
dá-se com uma velocidade constante, c,
que no vazio tem o mesmo valor para todas as radiações: c = 3×108 ms-1.
As principais
características de uma radiação são o seu comprimento de onda, l, que é a
distância entre dois pontos consecutivos na mesma fase de vibração, e a
frequência, n, que é o número de vibrações produzidas na unidade de tempo.
Nível electrónico
Os electrões, numa região em torno do núcleo de um átomo, orbitam em espaços com quantidades de energia características denominadas níveis electrónicos, camadas
electrónicas ou camadas de
electrões. Uma camada electrónica é constituída por um grupo de orbitais atómicos com o mesmo valor de número quântico principal n.
A
existência de camadas electrónicas foi observada pela primeira vez
experimentalmente nos estudos de absorção de raio-X de Charles Barkla e Henry Moseley. Barkla nomeou-os então com as letras K, L, M, etc.
(A terminologia original era alfabética. K e L eram originalmente chamados B e
A, mas foram renomeados posteriormente para deixar espaço para linhas espectrais
hipotéticas que nunca foram descobertas. O nome do nível K foi escolhido em
homenagem a Lord Kelvin, o criador da escala Kelvin de temperatura).
Em 1913, Niels Bohr (1885-1962), fundamentado na teoria quântica da radiação
formulada por Max Planck em 1900, propôs que os electrões, em torno do núcleo atómico,
giram em órbitas estacionárias denominadas de "níveis de energia",
"camadas electrónicas" (camadas de electrões). Nestes níveis
energéticos os electrões não emitem e não absorvem energia. Se receberem
energia, na forma de luz ou calor, se afastam para níveis mais externos e, ao
retornarem, emitem esta mesma quantidade de energia. Segundo a teoria quântica
a energia envolvida na transição de um nível para outra é quantizada, ou seja,
ocorre em "pacotes" inteiros, não divisíveis, denominados
"quanta" ("quantum", no singular).
Para os
átomos conhecidos actualmente, os electrões ocupam 7 níveis de energia (camadas
de electrões), representados por letras maiúsculas: K, L, M, N, O, P e Q , e
identificados através de "números quânticos", denominados
"principais" ou "primários", que são, respectivamente: 1,
2, 3, 4, 5, 6 e 7.
A quantidade de electrões que o átomo de número atómico
112 apresenta ocupando cada nível são, respectivamente: 2, 8, 18, 32, 32, 18 e
2. O átomo 118 possivelmente apresentará a mesma configuração electrónica, apenas
distribuindo 8 electrões no nível Q.
Organização dos electrões do átomo
Electrões
podem se comportar como ondas conforme o modelo quântico do átomo.
Embora o
modelo de Bohr explicasse adequadamente como os espectros atómicos funcionavam,
havia alguns problemas que ainda incomodavam os físicos e químicos:
Ø Por que os electrões ficariam confinados
apenas em níveis específicos de energia?
Ø Por que os electrões não emitiam luz o tempo
todo?
Já
que os electrões mudavam de direcção em suas órbitas circulares (ou seja,
aceleravam), eles deveriam emitir luz.
O modelo
de Bohr conseguia explicar muito bem os espectros de átomos com um electrão na
camada mais externa, mas não era muito bom para os que tinham mais de um electrão
nessa camada.
Ø Por que somente dois electrões ficariam na
primeira camada e oito electrões em cada camada após essa?
Ø Por que dois e oito especificamente?
Obviamente,
o modelo de Bohr ainda não contava a história toda.
Em 1924, um físico francês chamado Louis de Broglie sugeriu que, assim como a luz, os electrões podiam agir como partículas e ondas. A hipótese
de Broglie logo foi confirmada por experimentos que mostraram que
os feixes de electrões podiam ser difractados ou curvados com sua
passagem através de uma fenda, da mesma maneira que a luz. Assim, as
ondas produzidas por um electrão confinado em sua órbita ao redor do núcleo
definem uma onda estacionária (em inglês), com comprimento de
onda, energia e frequência específicas (os níveis de energia de Bohr), da mesma
maneira que a corda de uma guitarra emite onda estacionária quando é puxada.
Outra questão rapidamente seguiu a ideia de Broglie.
Ø Se um electrão viajava como uma onda,
seria possível localizar a posição exacta de um electrão dentro dessa onda?
Um físico alemão, Werner
Heisenberg, respondeu que não, com o que chamou de princípio da incerteza:
Ø Para ver um electrão em sua órbita, é preciso
iluminá-lo com um comprimento de onda menor do que o comprimento de onda do electrão
em si;
Ø O electrão irá absorver essa energia;
Ø A energia absorvida irá mudar a posição
do electrão;
E
nós nunca conseguiremos saber o momento
e a posição de um electrão no átomo. Por isso, Heisenberg disse que não
devemos imaginar os electrões como se estivessem se movendo em órbitas bem
definidas ao redor do núcleo.
Com a hipótese de Broglie e o princípio da incerteza de Heisenberg
em mente, em 1926, um físico austríaco chamado Erwin Schrodinger criou uma série de equações ou funções de onda para os electrões. De
acordo com Schrodinger, os electrões confinados em suas órbitas definiriam
ondas estacionárias e se poderia descrever somente a probabilidade de onde um electrão
estaria. As distribuições dessas probabilidades correspondiam às regiões de
espaço formadas ao redor do núcleo que formam as regiões chamadas de orbitais. Os orbitais poderiam ser
descritos como nuvens de densidade de electrões.
A área mais densa da nuvem é onde você tem a maior probabilidade de encontrar o
electrão, e a área menos densa é onde você tem a menor probabilidade de
encontrar o electrão.
A função de onda de cada electrão pode ser descrita como um conjunto de
três números quânticos:
Ø Número principal
(n) - descreve o nível de energia;
Ø Número azimutal (l) - a rapidez com que o electrão se move em
sua órbita (momento angular), assim como a rapidez com que um CD gira (rpm). Isso se relaciona ao formato do
orbital;
Ø Número magnético
(m) - sua orientação no espaço;
Foi
sugerido posteriormente que dois electrões não poderiam estar no mesmo estado,
sendo criado um quarto número quântico. Esse número se relacionava à direcção
em que o electrão gira enquanto se move em sua órbita (sentido horário ou
anti-horário). Apenas dois electrões poderiam compartilhar o mesmo orbital: um
no sentido horário e outro girando no sentido anti-horário.
Os orbitais tinham formatos e números máximos diferentes em cada um dos
níveis:
Ø s (sharp) - esférico (máx. = 1);
Ø p (principal) - formato de halteres (máx. =
3);
Ø d (diffuse) - formato de quatro lóbulos (máx.
= 5);
Ø f (fundamental) - formato com seis lóbulos
(máx. = 7).
Conclusão
Com
base no que foi esclarecido neste trabalho, chegou-se desta feita na seguinte
conclusão:
Partícula
são minúsculos elementos que juntos (neste caso formando um grupo) dão origem
aos átomos, outrora dizia-se que os átomos eram indivisíveis, mas na realidade
eles são divisíveis, isto se dá devido aos elementos que o formam, que são na
realidade menores que os átomos, como por exemplo os electrões, neutrões e
protões, estas são de facto as principais partículas mas não são as únicas,
conforme vimos existem outras.
Chegou-se
também a conclusão de que cada partícula apresenta uma carga eléctrica, podendo
assim ser positiva, negativa ou neutra, e que o as partículas dentro de um
átomo de várias formas sendo difícil e praticamente impossível dizer de forma
certa como os electrões estão organizados no átomo….
Referência biográfica on-line
pt.wikipedia.org/wiki/Química
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