A Equação de Schröndinger foi uma tremenda revolução na física porque:

1. • fornece os mesmos resultados do modelo de Bohr para os casos onde a equação de Bohr é válida;
   

2. • prova a existência de 3 números quânticos, que são autovalores da equação;
   

3. • prova que dependendo dos números quânticos, as órbitas dos elétrons perdem a simetria esférica;
   

4. • prevê fenômenos, até então desconhecidos, como o efeito túnel que permitiu a criação dos diodos túnel;
   

5. • a energia dos elétrons depende dos números quânticos.
   

Contudo, ela não foi capaz de prever o spin dos elétrons.

Introdução

Os materiais são diferentes porque:

1. • são feitos por elementos básicos distintos;
   

2. • são feitos de diferentes combinações de elementos básicos;
   

3. • diferentes forças de atração e repulsão regulam a distância e a energia de ligação entre os elementos básicos;
   

4. • seus elementos básicos podem ser arrumados de formas distintas.

Por que os Materiais são diferentes?

Voltando à nossa velha e famosa Tabela Periódica, observamos que existem 118 elementos químicos que podem ser utilizados como unidades básicas dos materiais, sendo que seis deles ainda não foram encontrados na natureza ou em laboratório. Portanto, mesmo após 140 anos da descoberta da Tabela Periódica ainda não encontramos todos os elementos previstos na teoria.

Os Núcleons foram considerados indivisíveis durante muito tempo mas não o são mais. Os Prótons e Nêutrons são classificados como Hádrons e são formados por partículas subatômicas denominadas de Quarks. Contudo, o Elétron continua sendo uma partícula indivisível da família dos Leptons, conforme mostram as figuras abaixo.

Será que encontramos finalmente as tão procuradas unidades indivisíveis da matéria?

Aparentemente, a família dos Leptons está consolidada. Porém, o mesmo não pode ser dito sobre os Quarks e Mediadores.

As figuras abaixo apresentam o “zoológico” de partículas utilizadas atualmente para explicar a estrutura da matéria. Esta é a fronteira do conhecimento da Física e os próprios físicos não estão felizes com ela.

Filosoficamente, eles procuram pela nova teoria que irá unificar este “zoológico” numa “Tabela Periódica de partículas elementares”, realmente indivisíveis.

Será isto possível no futuro próximo? Não sabemos, mas atualmente a luta é para encontrar experimentalmente o Bózon de Higgs, o Mediador dos Mediadores. Sem ele, toda a teoria existente cai e os físicos terão de começar do zero. Com ele, estaremos dando mais um passo na fascinante na aventura do conhecimento da Estrutura da Matéria.

Como isto tudo afeta nossa vida de engenheiros?

No curto prazo, nossa vida continua a mesma. Na falta da teoria final, continuaremos utilizando o conhecimento empírico obtido a partir de ensaios de laboratório e do famoso método científico de “tentativa e erro”. Contudo, a cada nova descoberta da física, a ciência dos materiais evolui de forma explosiva e os engenheiros precisam se adaptar rapidamente. Por isso, é importante que os engenheiros se mantenham atualizados com Física e Química para que possam utilizar da melhor maneira possível os materiais disponíveis.

Número Atômico

As propriedades químicas dos elementos são determinadas pelo Número Atômico - Z, que é simplesmente o número de Prótons existentes no átomo. A igualdade entre o número de Prótons e Elétrons no átomo é necessária para garantir a neutralidade elétrica do átomo. Portanto, como todos os elementos químicos são constituídos por partículas elétricas, todos os materiais apresentam características elétricas e magnéticas.

Massa Atômica

A Massa Atômica - A - é outra característica fundamental dos elementos químicos e é definida como sendo a soma do número de Nêutrons e Prótons.

É importante observar que o conceito da Massa Atômica estava previsto na concepção da Tabela Periódica apesar do Elétron, Próton e Nêutron serem desconhecidos por Mendeleev. Historicamente, a massa dos elementos foi sendo determinada experimentalmente, antes mesmo da Tabela Periódica. Posteriormente, criou-se a unidade de massa atômica - uma - e o Carbono foi adotado como referência.

A tabelas abaixo apresentam a massa e a carga do Próton, Elétron e Nêutron. Observa-se que a massa do Elétron é muito menor do que a massa do Próton e do Nêutron. Isto significa que a massa dos Átomos está concentrada no seu núcleo e não é afetada pelos Elétrons.

Representação dos Elementos Químicos

X é o elemento químico;

A é a massa Atômica;

Z é o número Atômico;

N é o número de Nêutrons (opcional).

Fonte: wikipedia

Elétrons movendo-se em círculo num campo magnético - movimento ciclotron. Fonte: Wikipedia

De acordo com o modelo de Bohr, os elétrons orbitam os núcleos em camadas e a transição entre as camadas deve liberar ou absorver quantidade de energia determinada pela expressão anterior - Etn. A generalização destas expressões para átomos com maior número de elétrons foi feita e nos leva às seguintes expressões, onde Z é o número atômico.

Modelo de Bohr

Utilizando os conceitos da mecânica clássica e considerando o elétron em órbita circular estável ao redor do próton, a força centrífuga Fc encontra-se em equilíbrio com a força de atração eletrostática Fe, conforme mostra a figura abaixo. A velocidade tangencial do elétron será dada por:

Onde:

1. • qe é a carga do elétron;
   

2. •me é a massa do elétron;
   

3. • r é o raio da órbita;
   

4. • v é a velocidade tangencial.
   

Bohr estabeleceu que os elétrons só poderiam ficar estáveis em órbitas com o momento angular igual a valores múltiplos inteiros de um determinado valor, a constante de Planck. (Escada x Rampa)

A constante de Planck relaciona a energia de um fóton com sua frequência da seguinte maneira:

Exercícios

Onde:

1. •E é a energia do fóton;
   

2. •h é a constante de Planck (6,6260693e-34 J.s);
   

3. •h cortado é a constante de Dirac (1,05457168e-34J.s);
   

4. •f é a frequência (ciclos/s);
   

5. •c é a velocidade da luz (299.792.458 m/s);
   

6. •λ é o comprimento de onda (m);
   

7. •ω é a frequência (rad/s).

Onde:

1. •L é o momento angular.
   

Substituindo a expressão da velocidade, obtida acima, na equação anterior, o raio da órbita para cada estado n será dado por:

Estas relações, inicialmente desenvolvidas para os fótons, foram aplicadas aos elétrons e às partículas de uma forma geral substituindo a energia pelo momento da partícula. Aplicando-as ao elétron orbitando o próton, teremos que:

Substituindo a expressão da velocidade obtida anteriormente, teremos que:

Ou seja, a energia total é negativa e igual à metade da energia potencial do elétron. Este sinal negativo é decorrente da escolha da referência  da energia potencial no infinito. Substituindo a expressão do raio na expressão anterior, a energia total relativa ao estado n será dada por:

A energia total do elétron será dada pela soma da energia potencial do campo elétrico com a energia cinética da seguinte maneira:

Equação de Schröndinger - ES

Em 1926, Erwin Schröndinger publicou sua famosa equação que passou a ser, para a mecânica quântica, o que a segunda lei de Newton é para a mecânica clássica.

As leis de conservação são extremamente fortes e poderosas e, por isso, os cientistas procuram sempre encontrar novas teorias respeitando-as em todos os campos da física.

A conservação da energia e do momento são exemplos destas leis.

A grande contribuição de Schrödinger foi a introdução de uma nova função Ψ  nas equações de momento e energia total do sistema.

Substituindo as novas expressões de p e E na equação original da energia total, a equação de Schrödinger será dada por:

Onde:

1. •p é o momento da partícula;
   

2. •m é a massa da partícula;
   

3. •V é a energia potencial;
   

4. •Ψ é a função de onda da partícula;
   

5. •i é o operador imaginário;
   

6. •r é vetor posição da partícula;
   

7. •∇ é o operador Laplaciano (divergente do gradiente);
   

8. •t é o tempo.

Configurações Eletrônicas dos Átomos

Os números quânticos são:

1. • Principal n, um número inteiro  maior ou igual a 1;
   

2. • Momento angular orbital  l, outro número inteiro maior do que zero e menor que n;
   

3. • Momento magnético orbital ml, outro número inteiro que pode ter apenas os valores 0, +/-1, +/_2..até +/- l;
   

4. • Momento magnético do elétron - spin - s, outro número que pode ser apenas +1/2 ou -1/2.
   

A Tabela abaixo mostra os diversos números quânticos e a figura abaixo mostra que, dependendo dos números quânticos,  a probabilidade de localização dos elétrons perde a simetria esférica. Esta constatação é extremamente importante porque fornece o embasamento teórico para explicar o comportamento anisotrópico de alguns materiais.

Fonte: Fischer, T., Materials Science for Engineering Students, Elsevier, 2009

Tamanho dos Átomos

O tamanho dos átomos não pode ser definido precisamente devido à incerteza da posição dos elétrons conforme previsto na mecânica quântica. Contudo, do ponto de vista prático, podemos definir o raio do átomo como sendo a distância mais provável entre o núcleo e seu elétron mais externo.

Evidentemente, esta distância vai depender da existência de campos eletromagnéticos nas proximidades do átomo, tais como os produzidos por outros átomos próximos.

Conforme visto acima, o raio de Bohr aumenta com o aumento do número quântico n e diminui com o aumento do número atômico e isto é comprovado na prática através da Tabela Periódica.

Diferentes Combinações de Elementos Básicos

Considerando que existem 118 átomos conhecidos, as possíveis combinações para formar moléculas são infinitas. Cada uma dessas infinitas moléculas forma uma substância elementar que podem se combinar em compostos e misturas. Portanto, as possibilidades de materiais diferentes é infinita. O tamanho das moléculas pode ser da ordem de grandeza de um átomo mas não apresenta limite superior uma vez que moléculas cada vez maiores estão sendo descobertas e sintetizadas..

Diferentes Forças entre Elementos Básicos

Diversas questões surgem neste ponto:

1. • O que mantém os prótons ligados nos núcleos dos átomos?
   

2. • O que mantém os átomos ligados em moléculas?
   

3. • O que mantém as moléculas ligadas em compostos?
   

4. •O que mantém as substâncias nas misturas?
   

Independentemente das forças envolvidas e da teoria que as explica, a estabilidade da matéria pode ser explicada pelo equilíbrio de forças de atração e repulsão.

A energia total do sistema, sujeito às forças de atração e repulsão, é dada por:

Onde:

1. • E é a energia total;
   

2. •x é a distância entre os elementos;
   

3. •A e B são constantes;
   

4. •n e m são constantes.

A energia de equilíbrio será dada pela expressão abaixo e, para que a energia de equilíbrio seja negativa, m deve ser menor do que n.

É importante observar que esta dedução é genérica e independe de detalhes físicos das forças envolvidas.

Ligações Iônicas

Átomos que perdem ou ganham elétrons são chamados de íons. Os que perdem elétrons são chamados de cátions e os que ganham elétrons são chamados de ânions. Cátions ficam com carga elétrica positiva e os ânions ficam com carga elétrica negativa.

Átomos podem perder elétrons por remoção física, absorção de radiação ionizante ou pela força de atração de outro átomo.

A probabilidade de perder elétrons é maior nos elementos com poucos elétrons em suas camadas mais externas e o oposto ocorre com os elementos com suas camadas externas mais completas. Por isso, os metais alcalinos são os maiores formadores de cátions e os halogênios são os maiores formadores de ânions.

Quando um metal perde um elétron da sua camada mais externa e se transforma em íon positivo, seu tamanho diminui devido à perda do elétron e devido à compactação eletromagnética ocasionada pelo maior número de prótons no núcleo. Por isso, o raio atômico desses íons é menor do que o raio atômico do átomo normal.

Por outro lado, quando um não metal ganha um elétron em sua camada mais externa e se transforma em íon negativo, seu tamanho aumenta devido ao acréscimo do elétron e devido à descompactação ocasionada pelo maior número de elétrons se repelindo ao redor do núcleo.

Por exemplo, no caso do cloreto de sódio, o raio atômico do cloro aumenta em 82% e o raio atômico do sódio diminui 40% com relação ao raio atômico na ligação covalente.

Quando cátions e ânions se aproximam a força de atração eletromagnética é extremamente forte e os une para formar uma nova substância, com propriedades físicas, químicas, elétricas e magnéticas próprias.

As substâncias formadas por ligações iônicas caracterizam-se por:

1. •São extremamente fortes;
   

2. •Só são possíveis entre átomos diferentes e localizados nos extremos da tabela periódica;
   

3. •Um dos elementos é sempre um metal e o outro não.
   

4. •Possuem elevadas temperaturas de fusão;
   

5. •Normalmente são isolantes elétricos;
   

6. •São encontrados no estado sólido;
   

7. •A ligação iônica é quebrada quando dissolvidos em líquidos polares;
   

8. •  Nestes casos, passam a ser condutores de eletricidade.
   

O exemplo mais comum é o Cloreto de Sódio (NaCl), o sal de cozinha.

Finalmente, a geometria da molécula formada dependerá da geometria das órbitas dos elétrons envolvidos na ligação.

Dependendo do átomo ou molécula envolvido, existem quatro tipo de ligações químicas conforme a figura abaixo. A maioria das ligações reais são combinações desses mecanismos e ainda veremos evoluções nestes conceitos e teorias. Contudo, o estudo individual delas permite um melhor entendimento da estrutura da matéria.

Ligações Covalentes

Quando dois átomos se aproximam, surgem forças de atração resultantes do entrelaçamento de órbitas dos elétrons da camada mais exterior. Ao contrário das ligações iônicas, a ligação covalente permite a ligação de átomos iguais.

As substâncias formadas por ligações covalentes caracterizam-se por:

1. •Normalmente são isolantes;
   

2. •Possuem elevada estabilidade térmica.
   

Dependendo dos elétrons de valência dos átomos envolvidos, as ligações covalentes podem ser:

1. •Simples - 2 elétrons;
   

2. •Duplas - 4 elétrons;
   

3. •Triplas - 6 elétrons.
   

Quanto maior a ordem da ligação, maior a força de atração e menor o diâmetro da molécula.

A geometria da molécula formada depende:

1. • da geometria das órbitas entrelaçadas;
   

2. • da repulsão (quantidade e geometria) dos elétrons das órbitas próximas;
   

3. • da atração e/ou repulsão dos átomos ligados ao átomo principal.

Fonte: Alcock, H. R., Introduction to Materials Chemistry

Ligações Metálicas

Os metais possuem uma forma particular de ligação. Os elétrons livres em suas camadas exteriores funcionam como cola que os mantém unidos no estado sólido nas condições normais de temperatura e pressão.

Os elétrons livres são responsáveis pelas características elétricas, óticas, térmicas dos metais.

Ao contrário das ligações covalente e iônica, a geometria da ligação metálica não precisa respeitar a geometria das órbitas dos elétrons.

Em decorrência disso, os metais podem ser deformados sem que as ligações sejam quebradas. Esta é a razão das excelentes características mecânicas e de trabalhabilidade dos metais.

Além disso, como elétron livre não tem dono, este tipo de ligação permite a formação de sólidos estáveis a partir de átomos diferentes e em quantidades relativas variáveis. Este tipo de ligação é uma solução sólida chamada de liga.

Força de Van der Walls

A força de atração de Van der Walls resulta da atração eletrostática entre dipolos formados por átomos ou moléculas, conforme mostra a figura abaixo.

Por serem originadas externamente aos átomos e moléculas, elas não são tão fortes como as forças anteriores. Contudo, são fortes o suficiente para manter moléculas covalentes unidas em sólidos cristalinos. Porém, o ponto de fusão dessas substâncias é mais baixo e são solúveis em líquidos orgânicos.

Esta força existe mesmo quando o átomo ou molécula são simétricos.

Arrumação dos Elementos Básicos

A arrumação dos elementos básicos da matéria depende do equilíbrio das:

1. • Formas geométricas das moléculas;
   

2. • Forças de atração entre as moléculas;
   

3. • Forças de repulsão entre as moléculas.
   

A distância de equilíbrio entre essas forças, respeitando as restrições geométricas, ocorre quando a atração e repulsão se igualam.

Dependendo deste equilíbrio de forças, os elementos podem estar nos estados:

1. • Sólido;
   

2. • Líquido;
   

3. • Gasoso.
   

No estado gasoso, a energia cinética dos elementos é elevada o suficiente para superar a força da gravidade e as forças de atração. Além disso, a quantidade de elementos é pequena o suficiente para que a distância média entre os elementos seja maior do que o raio de ação das forças de atração.

No estado líquido, a energia cinética dos elementos não é elevada o suficiente para superar as forças da gravidade e de atração. Além disso, a quantidade de elementos é suficiente para que a distância média entre eles seja da ordem de grandeza do raio de ação das forças de atração. Desta maneira, os elementos ficam ligados dentro do volume que os armazena. Porém, as força de atração não são suficientes para se oporem `forças externas da ordem de grandeza da gravidade.

No estado sólido, a energia cinética  dos elementos não é elevada o suficiente para superar a força da gravidade em para superar as forças de atração. Além disso, a quantidade de elementos é grande o suficiente para que a distância média entre eles seja da ordem de grandeza do raio de ação das forças de atração. Desta forma os elementos ficam ligados dentro do volume que minimiza a distância entre os elementos  independentemente do volume no qual estão inseridos. Neste caso, as forças de atração são fortes o suficiente para se oporem a forças externas da ordem de grandeza da força da gravidade.

A energia cinética dos elementos é fundamental para definir o estado da matéria e sabemos que esta energia está diretamente relacionada com a temperatura e pressão.

Conforme visto anteriormente, os átomos e moléculas não são todos simétricos e diversos padrões geométricos são possíveis quando as substâncias estão no estado sólido. A configuração de energia mínima será sempre a estrutura preferencial dos sólidos. A figura abaixo mostra este conceito. Uma molécula composta de dois átomos de tamanho diferentes e geometria linear pode solidificar de diversas maneiras mas a estrutura mais estável é a mais compacta.

Os cristais de gelo são um exemplo prático desta questão. Dependendo das condições de solidificação (temperatura, pressão, etc..) os cristais se formam em padrões distintos.

Simetrias

A simetria é uma propriedade utilizada em diversas áreas e em particular no estudo de sólidos cristalinos.

Define-se simetria como sendo a operação que deixa o objeto em posição indistinguível da sua posição original.

A simetria pode ser aplicada na matéria, nas forças externas que atuam na matéria, no efeito resultante da força externa na matéria e na propriedade física que relaciona a força externa com o efeito resultante.

Todos os materiais apresentam algum tipo de simetria e existem 32 classes de simetria possíveis em cristais. Estas diferentes classes são responsáveis pelo comportamento isotrópico ou anisotrópico das propriedades dos materiais e determina, ou não, a existência de outras propriedades.

Materiais amorfos, vidros e líquidos possuem simetria esférica e, consequentemente, são isotrópicos.

Sólidos constituídos de elementos orientados aleatoriamente, tais como cerâmicas e metais, também possuem simetria esférica.

Materiais com fibras alinhadas possuem simetria cilíndrica.

Existem 4 tipos básicos de simetrias:

1. •Translação;
   

2. •Rotação;
   

3. •Reflexão;
   

4. •Inversão.

Cristais

Cristal pode ser definido como um conjunto geométrico que se repete periodicamente no espaço tridimensional. Existem 4 tipos de simetrias primárias: translação, rotação, reflexão e inversão.

Este conjunto geométrico pode ser formado por:

1. •átomos iguais;
   

2. •grupos de átomos diferentes;
   

3. •moléculas;
   

4. •grupos de moléculas diferentes.
   

Todo conjunto geométrico periódico precisa de pontos e referência. A referência geométrica é definida pelo sistema de coordenadas, que pode ser  cartesiano, esférico ou cilíndrico. Além disso, cada um dos sistemas pode ter orientação segunda a regra da mão direita ou esquerda.

A base da cristalografia é a célula unitária espacial apresentado na figura abaixo. Ela não é única e a forma mais genérica é um paralelogramo com ângulos e dimensões diferentes.

Por razões geométricas, existem 14 tipos de estruturas cristalinas que satisfazem as operações de simetria agrupadas em 7 grupos chamados de:

1. •Triclínico;
   

2. •Monoclínico;
   

3. •Ortorrômbico;
   

4. •Romboédrico ou trigonal;
   

5. •Tetragonal;
   

6. •Hexagonal;
   

7. •Cúbico;

Triclínico

lados e ângulos diferentes

Monoclínico

lados diferentes e dois ângulos retos

Centrado na base

Ortorrômbico

lados diferentes e todos os ângulos retos

Centrado no corpo

Centrado na Face

Centrado na base

Romboédrico ou Trigonal

lados iguais mas ângulos diferentes

Tetragonal

Dois lados iguais e todos os ângulos retos

Centrado no corpo

Centrado no corpo

Centrado na Face

Cúbico

lados iguais e ângulos retos

Hexagonal

dois lados iguais, dois ângulos retos e um ângulo de 120 graus

Estas simetrias podem ser combinadas como se fossem operações matemáticas, criando combinações de simetrias que podem caracterizar determinadas propriedades físicas dos materiais. Nem todas as simetrias são possíveis em todas estruturas cristalinas.

A maioria dos cristais encontrados na natureza, 94% dos orgânicos e 72% dos inorgânicos são triclínicos, monoclínicos ou ortorrômbicos. Cristais com simetria centrada são mais comuns do que os sem simetria centrada, sendo 75% nos orgânicos e 82% nos inorgânicos.

Isto significa que propriedades físicas relacionadas a tensores de ordem ímpar, tais como piezoeletricidade e piroeletricidade, são raras.

Cristais mais simétricos, trigonais, tetragonais, hexagonais e cúbicos, são mais abundantes nos metais, óxidos e outras substâncias de fórmula química mais simples.

Materiais Amorfos e Policristalinos

Materiais não cristalinos são muito utilizados na engenharia. Em decorrência dos processos de fabricação esses materiais podem apresentar características anisotrópicas. A simetria desses materiais é descrita pelos grupos de Curie.

Elétron

O que é o Elétron?

Ninguém nunca o viu e podemos detectar sua ação apenas de forma indireta. Ele possui massa mas também se comporta como onda. Ele foi descoberto em 1897 por Thomson e até o século XX foi considerado a menor unidade indivisível da matéria.

Em 1911, Rutherford descobriu que os Elétrons estavam localizados a uma certa distância de um núcleo positivamente carregado e propôs a teoria orbital na qual a força de atração eletrostática era compensada pela força centrífuga.

Todavia, isto não é possível de acordo com a teoria eletromagnética e como a existência da matéria é irrefutável, os cientistas criaram novas teorias.

Em 1913, Bohr propôs uma solução para esta questão que marcou o início da Mecânica Quântica.

Em 1926, o físico austríaco Erwin Schöndiger publicou sua famosa equação que representa o marco da física quântica.

Contudo, independentemente do que seja o elétron, sem ele não haveria a química, nem a eletricidade e nem o magnetismo.

Portanto, sem conhecer o elétron é impossível  compreender os materiais elétricos e magnéticos.

Fonte: Instituto de Astronomia do Havaí

Espectro de Emissão Atômica

A figura abaixo mostra que a luz emitida por átomos de elementos químicos distintos apresenta um padrão de cores único que os caracteriza. Esta propriedade descoberta experimentalmente levou ao desenvolvimento de novas teorias.

A teoria de Bohr resolveu a questão da estabilidade da órbita do elétron mas não explica o espetro de emissão dos átomos.

O Hidrogênio, quando excitado, emite luz em quatro frequências visíveis, conforme mostra a figura abaixo.

A análise da relação entre seus comprimentos sugeria de outros níveis quânticos de energia não previstos pela teoria de Bohr. Aparentemente, quanto maior o número atómico maior a quantidade de níveis de energia.

No modelo de Bohr, a energia do elétron era determinada única e exclusivamente pelo número quântico principal-n. No modelo atual, a energia do elétron é dada aproximadamente pela soma dos números quânticos n e l. Por exemplo, elétrons na camada 5f (5+3) possuem mais energia do elétrons na camada 7s (7+0).

É importante observar que apenas os números quânticos n e l podem ser determinados experimentalmente hoje.

Conforme visto no Capítulo Propriedades dos Materiais, as propriedades da matéria estão relacionadas e materiais diferentes possuem propriedades com comportamentos distintos. Além disso, algumas propriedades dos materiais dependem da orientação espacial e outras não.

O objetivo deste Capítulo é mostrar como a estrutura da matéria afeta as propriedades dos materiais.

Bibliografia:

1. 1. Newnham, R. E., Properties of Materials - Anisotropy, Symmetry and Structure, Oxford University Press, 2005
   

2. 2. Yaws, C.L, Chemical Properties Handbook, McGraw-Hill, 1999.
   

3. 3. Anderson, J.C.,  et al., Materials Science for Engineers, Taylor & Francis e-Library, 2005.
   

4. 4. Allcock, H. R., Introduction to Materials Chemistry, Wiley, 2008.
   

5. 5. Solymar, L., Walsh, D., Electrical Properties of Materials, Oxford University Press, 2010.
   

Isótopos

Em 1912, o químico Frederick Soddy descobriu 40 elementos radioativos diferentes entre o Urânio e o Chumbo. Contudo, de acordo com a Tabela Periódica, existem apenas 11 elementos entre esses átomos.

Como explicar este resultado experimental?

A explicação dada para acomodar os 40 novos elementos em 11 foi a criação do conceito do Isótopo.

Isótopos são átomos com mesmo Número Atômico - Z- mas com diferentes Massas Atômicas - A.

Para que isto seja possível, é necessário que a diferença seja apenas o número de Nêutrons - N.

Em função disso, as propriedades químicas dos Isótopos são iguais e a única maneira de distingui-los é através da massa.

Isto criou uma dificuldade prática na determinação e utilização da Massa Atômica.

Como os isótopos não podem ser separados quimicamente, todo o trabalho experimental de medição da massa dos átomos utilizou determinada combinação de isótopos que existem normalmente na natureza. Contudo, pela própria definição,  a Massa Atômica,  em uma, deve ser sempre um número inteiro. Porém, a média ponderada da massa dos Isótopos de determinado elemento químico existente na natureza pode não ser um número inteiro.

Por exemplo, a Massa Atômica do Carbono é 12 mas, como existe seu Isótopo com massa 14, a Massa Atômica média do Carbono é 12,011.

É importante ter este conceito em mente porque, dependendo do problema e/ou contexto, deve-se utilizar a Massa Atômica do isótopo específico do elemento químico ou a massa atômica média do elemento.

Como todo elemento químico é caracterizado por três números, Número Atômico, Massa Atômica e Número de Nêutrons, é possível fazer outros tipos de combinações.

Isóbaros são elementos químicos de mesma Massa Atômica -A- mas Números Atômicos -Z- diferentes.

Finalmente, Isótonos são elementos atômicos com mesmo número de Nêutrons.

As figuras abaixo apresentam a representação dos elementos químicos. É importante observar que nem todos os autores seguem a mesma convenção de colocar a Massa Atômica no canto superior esquerdo. Portanto, deve-se prestar atenção neste detalhe ao ler livros de diversos autores.

Os Diferentes Elementos Básicos da Matéria

A questão dos elementos básicos da matéria sempre foi uma questão fundamental da ciência. Intuitivamente, o conceito de uma unidade de matéria  indivisível é extremamente atraente e os filósofos gregos a chamaram de átomo. Contudo, o conhecimento científico da época não foi suficiente para quantificar este conceito. Somente a partir do século XVII, com a evolução da química, foi possível identificar cada vez mais novos elementos  A Química evoluiu com a descoberta de novas substâncias até que, em 1871, Mendeleev propôs o conceito da Tabela Periódica. Com a Tabela Periódica, os elementos químicos descobertos na ocasião puderam ser agrupados e ter seu comportamento explicado em função de sua posição relativa. Contudo, existiam diversas posições na Tabela com elementos até então desconhecidos.

Durante muito tempo, estes elementos químicos foram considerados as unidades elementares da matéria e, consequentemente, foram chamados de átomos.

Em 1897, J.J. Thomson descobriu os elétrons com seu tubo de raios catódicos. A indivisibilidade do átomo estava destruída mas nascia a Eletricidade.

Porém, ao provar a divisibilidade do átomo, foi necessário criar uma nova teoria para o átomo.

Em 1911, Rutherford concluiu, a partir de experiências com partículas alfa, que:

1. • a matéria tinha muito espaço vazio;
   

2. • existe um núcleo pequeno e denso;
   

3. • este núcleo possui carga elétrica positiva.
   

Em seguida, baseado no trabalho de Rutherford, Bohr propôs um modelo atômico onde um núcleo positivo é orbitado por cargas negativas, chamadas de elétrons. Este modelo era atraente por ser parecido com o modelo planetário mas apresentava uma inconsistência eletromagnética. Cargas elétricas em trajetórias  circulares ou elípticas emitem  energia eletromagnética e, consequentemente, o sistema seria instável. Como o eletromagnetismo está correto, o modelo atômico precisava ser modificado. Para resolver esta questão, Bohr propôs que os elétrons orbitassem em trajetórias fixas sem perda de energia. Este foi o início da Física Quântica. Estes conceitos deram origem aos Elétrons e Prótons. Contudo, somente em 1932 James Chadwick descobriu o Nêutron.

Atualmente, sabe-se que os átomos, que deveriam ser indivisíveis, são formados por elétrons orbitando um núcleo, formado por núcleons; os prótons e nêutrons.