"
A ORIGEM DOS ÁTOMOS
"Em
1946, o físico russo-americano George Gamow propôs as ideias básicas do
que viria a ser o modelo do Big Bang. Desde 1929, quando o astrônomo
Edwin Hubble mostrou que as galáxias se afastam umas das outras com
velocidades que aumentam em proporção direta com as suas distâncias,
sabíamos que o Universo está em expansão. [...] Gamow supôs, muito
sensatamente, que, se o Universo está em expansão, deve ter sido menor
no passado. Um espaço menor significa matéria mais densa e quente. [...]
Se voltarmos suficientemente para trás no tempo, chegaríamos a uma
época em que a temperatura e a densidade eram tão altas que a matéria
estaria dissociada nos seus componentes mais simples. Por exemplo,
começando quando a matéria estava dissociada em átomos, se voltássemos
ainda mais no tempo, chegaríamos a um momento onde os átomos se
dissociariam em elétrons e núcleos. Isso ocorreu bem cedo, antes de 400
mil anos após o Big Bang. Por que essa data e não outra? Antes disso, a
intensidade das colisões entre a radiação e os elétrons impedia que
estes se juntassem aos núcleos atômicos para formar átomos. [...] Com o
passar do tempo, a expansão do Universo vai resfriando a radiação que,
consequentemente, fica cada vez mais fraca. Por fim, incapaz de evitar a
atração entre elétrons e prótons [...]. Essa época marca uma fronteira
na história cósmica: antes dela, átomos não existiam, apenas partículas
(elétrons, prótons e núcleos leves) e radiação. Depois dela, o cosmo
tinha átomos e radiação. Essa radiação, respondendo apenas à atração
gravitacional de grandes concentrações de matéria, preenchia o espaço
como água numa banheira. No início, logo após a formação dos átomos, a
radiação ainda era bastante energética, consistindo em ondas
principalmente no visível e no ultravioleta - o Universo brilhava então.
Com a expansão cósmica, a radiação foi se resfriando e perdendo
energia, passando do visível ao infravermelho e, após bilhões de anos,
às micro-ondas que são detectadas hoje. Gamow sugeriu que essa radiação
fosse um fóssil da época em que os átomos surgiram no Universo, uma
relíquia da infância cósmica. Quando Arno Penzias e Robert Wilson
detectaram a radiação cósmica de fundo em 1965, a teoria do Big Bang
obteve o suporte observacional de que precisava, passando a ser mais do
que uma mera especulaçã
Introdução
No
âmbito
da disciplina de Físico-química foi-nos proposto elaborar um trabalho,
cujo tema sorteado, poderia ser a História do átomo ou a Tabela
Periódica. Foi-nos sorteado o tema História do átomo.
Iremos
pesquisar sobre cada um dos modelos atómicos e respectivas teorias que
evoluíram durante o tempo e que permitiram a concepção do modelo atómico
actual.
Outro
dos nossos objectivos é descobrir a origem da palavra átomo.
Para
este trabalho utilizaremos a Internet e o manual do 10º ano desta
disciplina.
História do átomo
Como surgiu o nome
de átomo?
Na
antiguidade acreditava-se que dividindo a matéria em pedaços cada vez
menores, chegar-se-ia num ponto onde
partículas, cada vez menores, seriam invisíveis ao olho humano e,
segundo alguns pensadores, indivisíveis. Graças a essa propriedade,
receberam o nome de átomos,
termo que significa sem partes, em
grego.
Atomismo grego
O atomismo
foi a teoria cujas intuições mais se aproximaram das modernas concepções
científicas sobre o modelo atómico.
No
século V a.C. (450
a.C.) Leucipo de Mileto
juntamente a seu discípulo Demócrito
de Abdera, (400 a.C.),
considerado o pai do atomismo grego avaliaram sobre a natureza da
matéria de forma elegante e
precisa.
Demócrito,
propôs que a realidade, o todo, se compõe não só de átomos ou
partículas indivisíveis de
natureza idêntica, conforme proposto por Parmênides. Demócrito
acreditava que o vácuo era um
não ente. Esta tese entrou em franca contradição com a
ontologia parmenídea.
Heráclito
postulava que não-ente (vácuo) e
matéria (ente) desde a eternidade interagem entre si dando origem
ao movimento. E que os átomos
apresentam as propriedades de: forma; movimento; tamanho e
impenetrabilidade e, por meio de choques entre si, dão origem a objectos
visíveis.
Segundo
Demócrito a matéria era descontínua, portanto, ao invés dos corpos
macroscópicos, os corpos microscópicos, ou átomos não interpenetram-se
nem dividem-se, sendo as suas mudanças observadas em certos fenómenos
físicos e
químicos como associações de
átomos e suas dissociações e que qualquer matéria é resultado da
combinação de átomos dos quatro elementos:
ar;
fogo;
água e
terra.
Aristóteles, ao contrário de
Demócrito, postulou a
continuidade da matéria, ou, não constituída por partículas
indivisíveis.
Em
60 a.C., Lucrécio compôs o
poema De Rerum Natura, que analisava sobre o atomismo de
Demócrito.
Os
filósofos porém, adoptaram o modelo atómico de Aristóteles, da matéria
contínua, que foi seguido pelos pensadores e cientistas até o século XVI
d.C.
Teoria atómica,
esfera de Dalton
O professor da
universidade inglesa New College de Manchester, John
Dalton foi o criador da
primeira teoria atómica
moderna na passagem do século XVIII para o século XIX.
Em
1803 Dalton publicou o
trabalho Absorption of Gases by Water and Other Liquids, (Absorção de
gases pela água e outros líquidos), neste delineou os princípios do
seu modelo atómico.
Segundo
Dalton:
·
A
matéria
é formada por partículas muito pequenas designadas átomos.
·
Átomos
de um mesmo elemento possuem propriedades iguais.
·
Átomos
de elementos diferentes possuem propriedades diferentes.
·
Os
átomos
são indivisíveis e indestrutíveis.
·
Os
átomos
de diferentes elementos combinam-se entre si formando compostos.
Em
1808, Dalton propôs a teoria
do modelo atómico, onde o átomo é uma minúscula
esfera maciça, impenetrável,
indestrutível e indivisível. Todos os átomos de um mesmo
elemento químico são
idênticos. O seu modelo atómico foi chamado de modelo atómico da bola
de bilhar. Em 1810 foi
publicada a obra New System of Chemical Philosophy (Novo sistema de
filosofia química), nesse trabalho havia teses que provavam as suas
observações, como a lei das pressões parciais, chamada de
Lei de Dalton, entre
outras relativas à constituição da matéria. Para Dalton o átomo era um
sistema contínuo. Apesar de um modelo simples, Dalton deu um grande
passo na elaboração de um modelo atómico, pois foi o que instigou na
busca por algumas respostas e proposição de futuros modelos. Modelo de
Dalton: A matéria é constituída de diminutas partículas amontoadas como
laranjas.
Segundo a teoria de
Dalton
Modelo “pudim de
passas” de J.J.Thomson
O modelo atómico de
Thomson (também conhecido como modelo do
pudim de passas ou
ainda como modelo do bolo de ameixa) é uma teoria sobre a estrutura
atómica proposta por
Joseph John Thomson,
descobridor do electrão,
antes do descobrimento do protão ou do neutrão. Neste modelo, o átomo é
composto de electrões embebidos numa sopa de carga positiva, como as
passas num
pudim. Acreditava-se que os
electrões distribuíam-se uniformemente no átomo. Em outras
oportunidades, postulava-se que no lugar de uma sopa de carga positiva
seria uma nuvem de carga positiva.
O modelo de Thomson foi
superado após a experiência de Rutherford,
quando foi
descoberto o núcleo do átomo,
originando um novo modelo atómico conhecido como
modelo atómico de Rutherford.
Modelo de Thomson
Teoria do núcleo
atómico de Rutheford
As bases para o
desenvolvimento da física nuclear
foram lançadas por
Ernest Rutherford
ao desenvolver a sua teoria sobre a estrutura atómica. O cientista
estudou por três anos o comportamento dos feixes de partículas ou
raios X, além da emissão de
radioactividade pelo elemento
Urânio.
Uma
das inúmeras experiências realizadas foi a que demonstrava o
espalhamento das partículas alfa.
Esta foi base experimental do modelo atómico chamado modelo nuclear
onde electrões orbitavam em torno de um núcleo. Durante as suas
pesquisas Rutherford observou que para cada 10.000 partículas alfa
aceleradas incidindo numa lâmina de
ouro, apenas uma reflectia ou se desviava de sua
trajectória. A conclusão foi
que o raio de um átomo poderia ser em torno de 10.000 vezes maior que o
raio do seu núcleo.
Rutherford
e Frederick Soddy ainda,
descobriram a existência dos raios
gama e estabeleceram as leis das transições radioactivas das
séries do tório, do
actínio e do
rádio.
O modelo atómico
de Rutherford ficou conhecido como modelo planetário, pela sua
semelhança com a formação do Sistema
Solar.
Em 1911,
Ernest Rutherford propôs o modelo de átomo com movimentos
planetários. Este modelo foi
estudado e aperfeiçoado por Niels
Bohr, que acabou por demonstrar a natureza das partículas alfa
como núcleos de hélio.
Modelo de Rutheford
Modelo Atómico de
Chadwick
Posteriormente,
em 1932, Chadwick descobriu que no núcleo também existem os neutrões,
que são partículas sem carga. Estava composto então o quadro de
partículas que compõem o átomo:
Modelo atómico de
Bohr- Rutheford
A teoria orbital de
Rutherford encontrou uma dificuldade teórica resolvida
por
Niels Bohr.
No momento em que temos
uma carga
eléctrica negativa composta pelos
electrões girando ao redor
de um núcleo de carga
positiva, este movimento gera uma perda de energia devido a emissão de
radiação constante. Num dado
momento, os electrões vão se aproximar do núcleo num movimento em
espiral e cair sobre si.
Em
1911, Niels Bohr publicou uma tese que demonstrava o comportamento
electrónico dos metais. Na mesma época, foi trabalhar com Ernest
Rutherford em Manchester,
Inglaterra. Lá obteve os
dados precisos do modelo atómico, que iriam lhe ajudar posteriormente.
Em
1913, observando as dificuldades do modelo de Rutherford, Bohr
intensificou suas pesquisas visando uma solução teórica.
Em
1916, Niels Bohr retornou para
Copenhague para actuar como professor de
física. Continuando suas
pesquisas sobre o modelo atómico de Rutherford.
Em
1920, nomeado director do Instituto de Física Teórica, Bohr acabou
desenvolvendo um modelo atómico que unificava a teoria atómica de
Rutherford e a teoria da mecânica quântica de
Max Planck.
Sua
teoria consistia que ao girar em torno de um núcleo central, os
electrões deveriam girar em órbitas específicas com níveis energéticos
bem definidos. Que poderia haver a emissão ou absorção de pacotes
discretos de energia chamados de
quanta ao mudar de órbita.
Realizando
estudos nos elementos químicos com mais de dois electrões, concluiu que
se tratava de uma organização bem definida em camadas. Descobriu ainda
que as propriedades químicas dos elementos eram determinadas pela camada
mais externa.
Bohr
enunciou o princípio da
complementaridade, segundo o qual um fenómeno físico deve ser
observado a partir de dois pontos de vista diferentes e não excludentes.
Observou que existiam paradoxos
onde poderia haver o comportamento de
onda e de
partícula dos
electrões, dependendo do
ponto de vista.
Essa
teoria acabou por se transformar na hipótese proposta por
Louis de Broglie (Louis
Victor Pierre Raymond, sétimo duque de Broglie) onde todo
corpúsculo atómico pode comportar-se de duas formas, como onda e como
partícula.
Modelo de
Bohr-Rutheford
Modelo quântico,
nuvens electrónicas de Heisenberg e outros
Erwin Schrödinger,
Louis Victor de Broglie e
Werner Heisenberg, reunindo
os conhecimentos de seus predecessores e contemporâneos, acabaram por
desenvolver uma nova teoria do modelo atómico, além de postular uma nova
visão, chamada de mecânica
ondulatória.
Fundamentada
na hipótese proposta por Broglie onde todo corpúsculo atómico pode
comportar-se como onda e como
partícula, Heisenberg, em
1925, postulou o princípio da
incerteza.
A ideia de órbita
electrónica
acabou por ficar desconexa, sendo substituída
pelo conceito de
probabilidade de se encontrar num instante qualquer um dado
electrão numa determinada
região do espaço.
O átomo deixou de
ser indivisível como acreditavam filósofos gregos
antigos e Dalton. O modelo atómico
portanto passou a se constituir na verdade, de uma estrutura complexa.
Modelo actual
Todos
estes modelos foram, na verdade, precursores do actual modelo atómico,
cujas órbitas bem definidas dos electrões foram substituídas por zonas
de probabilidade electrónica – as orbitais.
Modelo atómico actual
Conclusão
Com
este trabalho concluímos que a palavra átomo provém do grego e significa
“sem partes”.
Ficamos
também a conhecer um pouco melhor a história do átomo, nomeadamente
acerca do atomismo grego e dos modelos atómicos de
Dalton,
J. J.
Thomson,
Rutheford, Chadwick,
Bohr,
de Heisenberg e outros.
Percebemos
também que todos os modelos foram bastante importantes para a formação
do modelo atómico actual.
Adquirimos
mais conhecimentos e consolidamos outros acerca do átomo.
Bibliografia
Recuperado in:
[editar] Os atomistas na antiga Grécia
Os atomistas, encabeçados por Demócrito e pelo seu professor Leucipo, pensavam que a matéria era constítuida por partículas minúsculas e invisíveis, os átomos (A-tomo),"Sem divisão". Achavam eles que se dividíssemos e voltássemos a dividir, alguma vez o processo havia de parar.Para Demócrito, a grande variedade de materiais na natureza provinha dos movimentos dos diferentes tipos de átomos que, ao se chocarem, formavam conjuntos maiores gerando diferentes corpos com características próprias. Algumas ideias de Demócrito sobre os átomos:
- Água: formada por átomos ligeiramente esféricos (a água escoa facilmente).
- Terra: formada por átomos cúbicos (a terra é estável e sólida).
- Ar: formado por átomos em movimento turbilhonantes (o ar se movimenta - ventos).
- Fogo: formado por átomos pontiagudos (o fogo fere).
- Alma: formada pelos átomos mais lisos, mais delicados e mais ativos que existem.
- Respiração: era considerada troca de átomos, em que átomos novos substituem átomos usados.
- Sono: desprendimento de pequeno número de átomos do corpo.
- Coma: desprendimento de médio número de átomos do corpo.
- Morte: desprendimento de todos os átomos do corpo e da alma.
Mas, ainda assim, a teoria mais defendida era a de Aristóteles que acreditava que a matéria seria constituída de elementos da natureza como fogo, água, terra e ar que misturados em diferentes proporções, resultariam em propriedades físico-químicas diferentes.
[editar] Evolução histórica da ideia de átomo
Ver artigo principal: Modelo atômico[editar] Modelo de Dalton
Ver artigo principal: Modelo atômico de Dalton[editar] O modelo atômico de Thomson
Ver artigo principal: Modelo atômico de ThomsonThomson propôs que o átomo era, portanto, divisível,[4] em partículas carregadas positiva e negativamente, contrariando o modelo indivisível de átomo proposto por Dalton (e por atomistas na Antiga Grécia). O átomo consistiria de vários elétrons incrustados e embebidos em uma grande partícula positiva, como passas em um pudim.[4] O modelo atômico do "pudim com passas" permaneceu em voga até a descoberta do núcleo atômico por Ernest Rutherford.
[editar] O modelo atômico de Rutherford
Ver artigo principal: Modelo atômico de RutherfordA partir dessas observações, Rutherford chegou às seguintes conclusões:
- No átomo existem espaços vazios; a maioria das partículas o atravessava sem sofrer nenhum desvio.
- No centro do átomo existe um núcleo muito pequeno e denso; algumas partículas alfa colidiam com esse núcleo e voltavam, sem atravessar a lâmina.
- O núcleo tem carga elétrica positiva; as partículas alfa que passavam perto dele eram repelidas e, por isso, sofriam desvio em sua trajetória.
Rutherford demonstrou, ainda, que praticamente toda a massa do átomo fica concentrada na pequena região do núcleo.
Dois anos depois de Rutherford ter criado o seu modelo, o cientista dinamarquês Niels Bohr o completou, criando o que hoje é chamado modelo planetário. Para Bohr, os elétrons giravam em órbitas circulares, ao redor do núcleo. Depois desses, novos estudos foram feitos e novos modelos atômicos foram criados. O modelo que representa o átomo como tendo uma parte central chamado núcleo, contendo prótons e nêutrons, serve para explicar um grande número de observações sobre os materiais.
[editar] O modelo atômico de Niels Bohr e a mecânica quântica
Ver artigo principal: Modelo atômico de BohrBohr, que trabalhava com Rutherford, propôs o seguinte modelo: o elétron orbitaria o núcleo em órbitas estacionárias, sem perder energia. Entre duas órbitas, temos as zonas proibidas de energia, pois só é permitido que o elétron esteja em uma delas. Ao receber um quantum, o elétron salta de órbita, não num movimento contínuo, passando pela área entre as órbitas (daí o nome zona proibida), mas simplesmente desaparecendo de uma órbita e reaparecendo com a quantidade exata de energia. Se um pacote com energia insuficiente para mandar o elétron para órbitas superiores encontrá-lo, nada ocorre. Mas se um fóton com a energia exata para que ele salte para órbitas superiores, certamente o fará, depois, devolvendo a energia absorvida em forma de ondas eletromagnéticas.
[editar] Estrutura
O diâmetro da eletrosfera 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 prótons e nêutrons (ou núcleos) necessitaríamos de um bilhão de milhões de núcleos…
O átomo de hidrogênio é constituído por um só próton com um só elétron girando ao seu redor. O hidrogênio é o único elemento cujo átomo pode não possuir nêutrons.
O elétron e o próton possuem, respectivamente, carga negativa e carga positiva, porém não a mesma massa.[6] O próton é 1836,11 vezes mais maciço que o elétron. Usando, como exemplo hipotético, um átomo de vinte prótons e vinte nêutrons em seu núcleo, e este estando em equilíbrio eletrodinâmico, terá vinte elétrons orbitando em suas camadas exteriores. Sua carga elétrica estará em perfeito equilíbrio eletrodinâmico, porém 99,97% de sua massa encontrar-se-á no núcleo. Apesar do núcleo conter praticamente toda a massa, seu volume em relação ao tamanho do átomo e de seus orbitais é minúsculo. O núcleo atômico mede em torno de
(1 fm) centímetros de diâmetro, enquanto que o átomo mede cerca de 
centímetros (100 pm).[editar] Principais características das partículas fundamentais
[editar] Massa
Determinar a massa de um corpo significa comparar a massa deste corpo com outra tomada como padrão.A unidade de massa tomada como padrão é o grama (g). Mas nós muitas vezes utilizamos o Quilograma, que equivale a 1000 vezes a massa de 1 g. Um exemplo disso é quando se diz que a massa de uma pessoa é 45 vezes a massa correspondente à do quilograma.
Ou ainda: 45 kg = 45 x 1000 g = 45 000 g
Como as partículas que constituem o átomo são extremamente pequenas, uma unidade especial teve que ser criada para facilitar a determinação de suas massas. Essa unidade, denominada unidade de massa atômica, é representada pela letra u.
1 u equivale a aproximadamente 1,66 · 10−27 kg (veja artigo Unidade de massa atômica).
As massas do próton e do nêutron são praticamente iguais: medem cerca de 1 unidade de massa atômica. A massa do elétron é 1836 vezes menor que a do próton: essa massa é desprezível, porém é errado dizer que o elétron é desprovido dela.
[editar] Carga elétrica
O elétron é uma partícula dotada de carga elétrica negativa. A sua carga, que foi determinada experimentalmente em 1908, equivale a uma unidade de carga elétrica (1 ue). A carga do próton é igual à do elétron, só que de sinal contrário. O próton tem carga elétrica positiva. O nêutron não possui carga elétrica, como o seu nome indica, ele é neutro.[editar] Interação atômica
Se tivermos dois átomos hipotéticos, cuja carga elétrica seja neutra, presume-se que estes não se afetarão mutuamente por causa da neutralidade da força electromagnética entre si.A distribuição de cargas no átomo se dá de forma diversa. A carga negativa é externa, a carga positiva é interna, isto ocorre porque os elétrons orbitam o núcleo. Quando aproximamos dois átomos, mesmo estando em perfeita neutralidade interna, estes se repelem, se desviam ou ricocheteiam.
Exemplo típico ocorre no elemento hélio (He) onde seus átomos estão em eterno movimento de mútuo ricochete. Em temperatura ambiente, o gás hélio tem no movimento de seus átomos um rápido ricochete. Ao diminuir a temperatura, o movimento oscilatório diminui, o volume fica menor e a densidade aumenta. Chegaremos teoricamente num ponto em que o movimento de ricochete diminuirá tanto que não se poderá mais retirar energia deste. A este nível térmico, damos o nome de zero absoluto, este é –273,15 °C.
[editar] Força de Van der Waals
A carga eletrônica não se distribui de maneira uniforme, algumas partes da superfície atômica são menos negativas que outras. Em função disto, a carga positiva que se encontra no interior do átomo infiltrar-se-á pelas áreas menos negativas externas, por isso haverá uma débil atração eletrostática entre os dois átomos chamada de força de Van der Waals.Em baixíssima temperatura, os átomos de hélio movem-se muito lentamente, seu ricochete diminui a tal grau que é insuficiente para vencer as forças de Van der Waals, como o átomo de hélio é altamente simétrico, por este motivo as forças atuantes neste elemento são muito fracas. A contração do hélio ocorre e este acaba por se liquefazer a 4,3 graus acima do zero absoluto.
Nos demais gases presentes na natureza sua distribuição de cargas é menos simétrica que no hélio, as forças de Van der Waals são maiores ocasionando uma liquefação em temperaturas maiores.
[editar] Atração atômica
Nas regiões externas dos átomos, a distribuição eletrônica se dá em camadas, sua estrutura apresenta a estabilidade máxima se estas estiverem completas. Com exceção do hélio e outros elementos com estabilidade e simetria semelhante, geralmente a camada mais exterior do átomo é incompleta, ou podem possuir excesso de elétrons. Em função disto pode haver a transferência de um ou dois elétrons do átomo em que estão em excesso, para o átomo em que estão em falta, deixando as camadas externas de ambos em equilíbrio.O átomo que recebe elétrons ganha carga negativa, e o que perdeu não equilibra totalmente sua carga nucléica, positiva. Ocorre então o aglutinamento atômico.
Existe ainda o caso de dois átomos colidirem. Ocorrendo, há o compartilhamento eletrônico entre ambos que passam a ter suas camadas mais externas completas desde que permaneçam em contato.
[editar] Elementos químicos conhecidos
Ver artigo principal: Tabela PeriódicaÉ possível ter aproximadamente 10 sextilhões de átomos em uma casa (o algarismo 1 e 22 zeros à direita.[carece de fontes]
Ex.: Ao procurar pelo Carbono na Tabela Periódica, você deve saber que está procurando pelo Elemento Carbono e não pelo átomo de Carbono.
[editar] A Tabela Periódica dos Elementos
| Grupo # | 1 | 2 | 3 | 4 | 5 | 6 | 7 | 8 | 9 | 10 | 11 | 12 | 13 | 14 | 15 | 16 | 17 | 18 | ||
| Período | ||||||||||||||||||||
| 1 | 1 H |
2 He |
||||||||||||||||||
| 2 | 3 Li |
4 Be |
5 B |
6 C |
7 N |
8 O |
9 F |
10 Ne |
||||||||||||
| 3 | 11 Na |
12 Mg |
13 Al |
14 Si |
15 P |
16 S |
17 Cl |
18 Ar |
||||||||||||
| 4 | 19 K |
20 Ca |
21 Sc |
22 Ti |
23 V |
24 Cr |
25 Mn |
26 Fe |
27 Co |
28 Ni |
29 Cu |
30 Zn |
31 Ga |
32 Ge |
33 As |
34 Se |
35 Br |
36 Kr |
||
| 5 | 37 Rb |
38 Sr |
39 Y |
40 Zr |
41 Nb |
42 Mo |
43 Tc |
44 Ru |
45 Rh |
46 Pd |
47 Ag |
48 Cd |
49 In |
50 Sn |
51 Sb |
52 Te |
53 I |
54 Xe |
||
| 6 | 55 Cs |
56 Ba |
* | 72 Hf |
73 Ta |
74 W |
75 Re |
76 Os |
77 Ir |
78 Pt |
79 Au |
80 Hg |
81 Tl |
82 Pb |
83 Bi |
84 Po |
85 At |
86 Rn |
||
| 7 | 87 Fr |
88 Ra |
** | 104 Rf |
105 Db |
106 Sg |
107 Bh |
108 Hs |
109 Mt |
110 Ds |
111 Rg |
112 Cn |
113 Uut |
114 Fl |
115 Uup |
116 Lv |
(117) (Uus) |
118 Uuo |
||
| * Lantanídios | 57 La |
58 Ce |
59 Pr |
60 Nd |
61 Pm |
62 Sm |
63 Eu |
64 Gd |
65 Tb |
66 Dy |
67 Ho |
68 Er |
69 Tm |
70 Yb |
71 Lu |
|||||
| ** Actinídios | 89 Ac |
90 Th |
91 Pa |
92 U |
93 Np |
94 Pu |
95 Am |
96 Cm |
97 Bk |
98 Cf |
99 Es |
100 Fm |
101 Md |
102 No |
103 Lr |
|||||
- 1Actinídios e lantanídios são conhecidos coletivamente como “metais terrosos raros”.
- 2Metais alcalinos, metais alcalinoterrosos, metais de transição, actinídios e lantanídios são conhecidos coletivamente como “metais”.
- 3Halogênios e gases nobres também são não metais.
- Estado físico do elemento nas Condições Normais de Temperatura e Pressão (CNTP)
- aqueles com o número atômico em preto são sólidos nas CNTP.
- aqueles com o número atômico em verde são líquidos nas CNTP;
- aqueles com o número atômico em vermelho são gases nas CNTP;
- aqueles com o número atômico em cinza têm estado físico desconhecido.
- Ocorrência natural
-
Borda tracejada indica que o elemento surge do decaimento de outros.
-
Borda pontilhada indica que o elemento é produzido artificialmente (elemento sintético).
-
A cor mais clara indica elemento ainda não descoberto.
[editar] Moléculas
Ver artigo principal: MoléculaNem sempre dois átomos em contato são suficientes para ter estabilidade, havendo necessidade de uma combinação maior para tê-la.
Para formar uma molécula de hidrogênio são necessários dois átomos deste elemento, uma molécula de oxigênio, necessita de dois átomos de oxigênio, e assim sucessivamente.
Para a formação de uma molécula de água são necessários dois átomos de hidrogênio e um de oxigênio; metano, necessita de um átomo de carbono e quatro de hidrogênio; dióxido de carbono (bióxido), um carbono, e dois oxigênios e assim sucessivamente.
Existem casos de moléculas serem formadas por uma grande quantidade de átomos, são as chamadas macromoléculas. Isto ocorre principalmente com compostos de carbono, pois o átomo de carbono pode partilhar elétrons com até quatro elementos diferentes simultaneamente. Logo, pode ser possível a constituição de cadeias, anéis, e ligações entre estas moléculas longas, que são a base da chamada química orgânica.
Essa é a base das moléculas que caracterizam o tecido vivo, ou seja, a base da vida. Quanto maior a molécula e menos uniforme a distribuição de sua carga elétrica, mais provável será a reunião de muitas moléculas e a formação de substâncias líquidas ou sólidas. Os sólidos são mantidos fortemente coesos pelas interações eletromagnéticas dos elétrons e prótons e entre átomos diferentes e entre moléculas diferentes.
Em algumas ligações atômicas onde os elétrons podem ser transferidos formam-se os chamados cristais (substâncias iônicas). Nestes, os átomos podem estar ligados em muitos milhões, formando padrões de grande uniformidade. No átomo, sua interação nuclear diminui à medida que aumenta a distância. As moléculas da água por exemplo são chamadas de aguacormicas
http://www.notapositiva.com/trab_estudantes/trab_estudantes/
fisico_quimica/fisico_quimica_trabalhos/historiaatomo.htm
fisico_quimica/fisico_quimica_trabalhos/historiaatomo.htm
Maciel, Noémia, e.a., Eu e
a Química, Porto, Porto Editora, 2003
poste seu comentário até quarta feira
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