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2.2: Partículas Subatómicas
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CONTEÚDO

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Chemistry

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Subatomic Particles
 
TRANSCRIÇÃO

2.2: Partículas Subatómicas

Dalton estava apenas parcialmente correto sobre as partículas que compõem a matéria. Toda a matéria é composta por átomos, e os átomos são compostos por três partículas subatómicas menores: protões, neutrões, e elétrões. Estas três partículas são responsáveis pela massa e pela carga de um átomo.

A Descoberta do Eletrão

A primeira pista sobre a estrutura subatómica veio no final do século XIX, quando J.J. Thomson descobriu o eletrão usando um tubo de raios catódicos. Este aparelho era constituído por um tubo de vidro selado, do qual quase todo o ar tinha sido retirado, e que continha dois elétrodos metálicos. Quando foi aplicada alta voltagem pelos elétrodos, um feixe visível chamado raio catódico apareceu entre eles. Este feixe foi desviado para a carga positiva e afastado da carga negativa, e foi produzido da mesma forma com propriedades idênticas quando diferentes metais foram utilizados para os elétrodos. Em experiências semelhantes, o raio foi desviado simultaneamente por um campo magnético aplicado. As medidas da extensão da deflexão e da força do campo magnético permitiram que Thomson calculasse a relação carga-massa das partículas dos raios catódicos. Os resultados dessas medições indicaram que essas partículas eram muito mais leves do que os átomos. Com base nas suas observações, Thomson propôs o seguinte:

  • As partículas são atraídas por cargas positivas (+) e repelidas por cargas negativas (−), pelo que devem ser negativamente carregadas (uma vez que cargas semelhantes se repelem e cargas diferentes se atraem);
  • As partículas são menos maciças do que átomos e indistinguíveis, independentemente do material de origem, portanto devem ser constituintes subatómicos fundamentais de todos os átomos.

A partícula de raios catódicos de Thomson é um eletrão, uma partícula subatómica negativamente carregada, com massa mais de 1000× menor do que a de um átomo. O termo “eletrão” foi cunhado em 1891 pelo físico Irlandês George Stoney, de “iões elétricos”.

Em 1909, Robert A. Millikan calculou a carga de um eletrão através das suas experiências de “gota de óleo”. Millikan criou gotículas de óleo microscópicas, que poderiam ser eletricamente carregadas por fricção à medida que se formavam ou usando raios X. Estas gotículas caíam inicialmente devido à gravidade, mas o seu progresso no sentido descendente podia ser abrandado ou mesmo invertido por um campo elétrico mais abaixo no aparelho. Ao ajustar a força do campo elétrico e fazer medições cuidadosas e cálculos apropriados, Millikan conseguiu determinar que a carga em gotas individuais era de 1,6 × 10−19 C (coulomb). Millikan concluiu que esse valor deve, portanto, ser a carga fundamental de um único eletrão. Uma vez que a carga de um eletrão era agora conhecida devido à pesquisa de Millikan — e a razão carga-massa já era conhecida devido à pesquisa de Thomson (1,759 × 1011 C/kg) — a massa do eletrão foi determinada em 9,107 × 10−31 kg.

Eq1

O Modelo Nuclear de Rutherford

Os cientistas tinham agora estabelecido que o átomo não era indivisível como Dalton havia acreditado, e devido ao trabalho de Thomson, Millikan, e outros, a carga e massa das partículas subatómicas negativas — os eletrões — eram conhecidas. Os cientistas sabiam que a carga geral de um átomo era neutra. Entretanto, a parte positivamente carregada de um átomo ainda não era bem compreendida. Em 1904, Thomson propôs o modelo de “pudim de ameixa” de átomos, que descrevia uma massa positivamente carregada com igual quantidade de carga negativa na forma dos eletrões neles incorporados, uma vez que todos os átomos são eletricamente neutros. Um modelo concorrente havia sido proposto em 1903 por Hantaro Nagaoka, que postulou um átomo tipo Saturno, consistindo de uma esfera positivamente carregada rodeada por um anel de eletrões. 

O grande desenvolvimento seguinte na compreensão do átomo veio de Ernest Rutherford. Ele realizou uma série de experiências utilizando um feixe de partículas alfa de alta velocidade e carga positiva (partículas α), produzidas pelo decaimento radioativo do rádio. Ele apontava um feixe de partículas α para um pedaço muito fino de folha de ouro e examinava a dispersão resultante das partículas α usando uma tela luminescente que brilhava brevemente quando atingida por uma partícula α. Ele observou que a maioria das partículas passava diretamente através da folha sem ser desviada de todo. No entanto, algumas eram ligeiramente desviadas, e um número muito pequeno foi desviado quase diretamente para trás em direção à fonte.

A partir daí, Rutherford deduziu então o seguinte: Uma vez que a maioria das partículas α de alta velocidade passaram através dos átomos de ouro sem serem desviadas, elas devem ter viajado através de um espaço essencialmente vazio dentro do átomo. As partículas alfa são carregadas positivamente, pelo que as deflexões surgiram quando encontraram outra carga positiva (cargas semelhantes repelem-se umas às outras). Uma vez que cargas semelhantes se repelem umas às outras, as poucas partículas α positivamente carregadas que mudaram abruptamente de caminho devem ter batido em, ou aproximado de perto de, outro corpo que também tinha uma carga positiva altamente concentrada. Uma vez que as deflexões ocorreram em uma pequena fração do tempo, essa carga ocupava apenas uma pequena quantidade do espaço na folha de ouro.

Analisando uma série de experiências, Rutherford tirou duas conclusões importantes:

  1. O volume ocupado por um átomo deve consistir em uma grande quantidade de espaço vazio.
  2. Um corpo pequeno, relativamente pesado, positivamente carregado, o núcleo, deve estar no centro de cada átomo.

Esta análise levou Rutherford a propor um modelo em que um átomo consistia de um núcleo muito pequeno, positivamente carregado, no qual a maior parte da massa do átomo estaria concentrada, rodeado pelos eletrões negativamente carregados de modo que o átomo fosse eletricamente neutro. Após muitas outras experiências, Rutherford descobriu também que os núcleos de outros elementos contêm o núcleo do hidrogénio como um “bloco de construção”, e nomeou esta partícula mais fundamental de protão, a partícula subatómica positivamente carregada encontrada no núcleo. 

A Estrutura de um Átomo

Os protões são encontrados no núcleo de um átomo e têm uma carga positiva. O número de protões é igual ao número atómico na tabela periódica e determina a identidade do elemento. Os neutrões também são encontrados no núcleo. Eles não têm carga, mas têm a mesma massa que os protões e contribuem assim para a massa atómica de um átomo. Os eletrões orbitam em torno do núcleo em nuvens. Têm carga negativa e massa insignificante, contribuindo assim para a carga total de um átomo, mas não para a sua massa.

Neutrões

O núcleo era conhecido por conter quase toda a massa de um átomo, com o número de protões a fornecer apenas metade, ou menos, dessa massa. Diferentes propostas foram feitas para explicar o que constituia a massa restante, incluindo a existência de partículas neutras no núcleo. Apenas em 1932 James Chadwick encontrou evidências de neutrões, partículas subatómicas não carregadas, com massa aproximadamente igual à de protões.

A existência de neutrões explicou também isótopos: Eles diferem em massa porque têm números diferentes de neutrões, mas são quimicamente idênticos porque têm o mesmo número de protões.

Unidade de Massa Atómica (amu) e a unidade fundamental de carga (e)

O núcleo contém a maioria da massa de um átomo porque os protões e os neutrões são muito mais pesados do que os eletrões, enquanto que os eletrões ocupam quase todo o volume de um átomo. O diâmetro de um átomo está na ordem de 10−10 m, enquanto que o diâmetro do núcleo é aproximadamente 10−15 m — cerca de 100.000 vezes menor. Os átomos — e os protões, neutrões e eletrões que os compõem — são extremamente pequenos. Por exemplo, um átomo de carbono pesa menos de 2 × 10−23 g, e um eletrão tem uma carga inferior a 2 × 10−19 C. Ao descrever as propriedades de pequenos objetos como átomos, são usadas unidades de medida adequadamente pequenas, como a unidade de massa atómica (amu) e a unidade fundamental de carga (e). A amu é definida em relação ao isótopo mais abundante de carbono, cujos átomos têm massas de exatamente 12 amu. Assim, uma amu é exatamente 1/12 da massa de um átomo de carbono-12: 1 amu = 1,6605 × 10−24 g. O Dalton (Da) e a unidade de massa atómica unificada (u) são unidades alternativas que são equivalentes à amu.

A unidade fundamental de carga (também chamada de carga elementar) é igual à magnitude da carga de um eletrão com e = 1,602 × 10−19 C. Um protão tem uma massa de 1,0073 amu e uma carga de 1+. Um neutrão é uma partícula ligeiramente mais pesada com uma massa de 1,0087 amu e uma carga de zero; como o seu nome sugere, é neutro. O eletrão tem uma carga de 1− e é uma partícula muito mais leve com uma massa de cerca de 0,00055 amu. Para referência, seriam necessários cerca de 1800 eletrões para igualar a massa de um protão. As propriedades dessas partículas fundamentais estão resumidas na tabela seguinte. 

Partícula Subatómica Carga (C) Carga Unitária Massa (g) Massa (amu)
Eletrão −1,602 × 10−19 1− 0,00091 × 10−24 0,00055
Protão 1,602 × 10−19 1+ 1,67262 × 10−24 1,00727
Neutrão 0 0 1,67493 × 10−24 1,00866


Este texto é adaptado de Openstax, Chemistry 2e, Section 2.2: Evolution of Atomic Theory and  Section 2.3: Atomic Structure and Symbolism.

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