Tales de Mileto (623 a.C – 546 a.C)
foi um importante pensador, filósofo e matemático grego pré-socrático. É considerado, por alguns, o "Pai da Ciência" e da "Filosofia Ocidental".
Suas principais ideias expandiram os horizontes teóricos nas áreas da matemática, filosofia e astronomia. Para ele, a água era o principal elemento da natureza e a essência de todas as coisas.
Teorema de Tales
Aristóteles (384 a.C – 322 a.C) reforçava as ideias de outro filósofo grego, o Empendocles (490 a.C. - 430 a.C.). Para eles a matéria seria uma combinação de quatro elementos básicos, água, terra, fogo e ar. Cada tipo de material deveria possuir um combinação distinta destes elementos.
Discípulo de Platão e preceptor de Alexandre Magno, Aristóteles foi um filósofo grego do século V a.C. cujo trabalho se estende por todas as áreas da filosofia e ciência conhecidas no mundo grego, sendo ainda o autor do primeiro sistema abrangente de filosofia ocidental.
Segundo ele, tudo que existe no universo seria composto por quatro elementos principais: terra, fogo, ar e água. Surgiu aí a teoria dos quatro elementos.
ROBERT BOYLE
Filósofo natural, Químico e Físico Irlandês
Considerado por muitos como o "Pai da Química"
Ao combinar substâncias diferentes formam novas substâncias e substâncias compostas podem produzir outras mais simples
Provou que a teoria dos quatros elementos estava errada
Corrobora com os pensamentos de Pierre Gassendi sobre a teoria atômica
Contribuições científicas
Descrevia comportamento de indicadores ácido-base, tentativas de determinações de pesos atômicos, relações volumétricas de reações entre gases
Obra importante
O livro The Sceptical Chymist (1661) traz as primeiras bases científicas para a Química
LAVOISIER
Também, muitos o consideram como "o pai da Química moderna". Dentre os grandes feitos de Lavoisier foi descobrir as combinações do oxigênio com outros materiais, como óxidos e sobre a importância deste gás na combustão, quebra com a teoria do flogístico, estabelece a lei de conservação da matéria.
Publica o livro Tradado elementar da Química, descrevendo 32 elementos conhecidos, em linguagem simples e acessível
O ÁTOMO DE DALTON
Muitas das ideias de Dalton ainda são aceitas hoje, embora saibamos que átomos são formados de pequenas partículas e que, devido à existência de isótopos, todos os átomos de um dado elemento não têm a mesma massa. Contudo, Dalton deixou dúvidas em vários pontos, por exemplo, na distinção entre um átomo e uma molécula.
Modelo atômico "Bola de Bilhar"
Para Dalton os átomos seriam:
- Esféricos;
- Sem carga;
- Maciços;
- Indivisível
- Indestrutível
OS PRIMEIROS EXPERIMENTOS DE ELETRÓLISE
Atualmente, evidencia-se uma íntima relação entre a matéria e a eletricidade. A primeira alusão surgiu em 1800, quando dois químicos ingleses, William Nicholson e Anthony Carlisle, demonstraram a decomposição da água nos gases hidrogênio e oxigênio por eletrólise.
OS PRIMEIROS EXPERIMENTOS DE ELETRÓLISE
Humphry Davy (1778-1829) foi o primeiro cientista a conduzir uma eletrólise:
Em 1807, usando baterias, separou Na do K.
Em 1808, separou Mg, Ca, Sr e Ba.
Nesses processos, embora não estivesse claro ainda, elétrons eram ganhados e perdidos. Era uma evidência da divisibilidade atômica
OS PRIMEIROS EXPERIMENTOS DE ELETRÓLISE
Mais tarde, em 1832, Faraday foi capaz de mostrar que a quantidade de um produto formado em uma eletrólise depende (1) da quantidade de eletricidade usada e (2) da identidade do produto. Suas observações são resumidas em afirmações que conhecemos como leis de Faraday.
"A massa de uma substância formada ou transformada por eletrólise é diretamente proporcional à quantidade de carga elétrica que atravessa o sistema de um eletrodo a outro."
EXPERIMENTOS EM TUBOS DE CROOKES
Em 1850, William Crookes, um físico britânico, foi o primeiro de vários cientistas a construir tubos de descarga de gás, geralmente chamados de tubos Crookes. Seu experimento deu indícios de que átomos poderiam ser constituídos de partes menores.
A baixas pressões, é evidente que alguma coisa deixa o cátodo e viaja para o ânodo. Originalmente, pensou-se que se tratasse de um raio, semelhante a um raio de luz, que foi denominado raio catódico, que é composto realmente de um fluxo de minúsculas partículas. Estas partículas quando saem do cátodo, colidem com moléculas do gás e ocorre a ionização do gás e liberação de luz que ilumina toda a ampola.
Em 1887, o físico inglês J. J. Thomson mostrou que as partículas em raio catódico são carregadas negativamente. Provou a afirmação mostrando que o raio pode ser desviado se passar entre placas de metais carregados opostamente
EXPERIMENTOS DE ROBERT MILLIKAN
Em 1908, Robert Millikan realizou um experimento clássico que determinou a magnitude da carga negativa no elétron. Ele vaporizou gotas de óleo entre duas placas metálicas carregadas opostamente e, por meio de um microscópio, observou que tais gotículas caíam pelo ar sob influência da gravidade.
Ele pôde calcular a massa do elétron, 9,1 x 10-28 g e mostrar que todos os elétrons são idênticos, isto é, todos têm a mesma massa e carga.
Sua montagem experimental consistia de um atomizador uma espécie de borrifador de óleo em pequenas gotículas, lançadas em direção a um capacitor de placas paralelas preenchido com ar e alimentado por baterias que geravam dezenas de milhares de volts de tensão elétrica.
Quando borrifadas, algumas gotículas ficavam eletrizadas por atrito e apresentavam um desequilíbrio de cargas. Essa carga excedente respondia ao campo elétrico externo com uma força elétrica que as lançava para cima ou para baixo, de acordo com o sinal da carga presente em seu interior.
Para algumas gotículas, as forças peso, elétrica, empuxo e atrito do ar ficavam próximas de se anular, fazendo-as subir ou descer muito lentamente e permitindo medidas precisas de seu diâmetro e massa.
Ele descobriu que cada gotícula era carregada por um múltiplo inteiro de -1,6 x 10-19C (Coulombs), concluiu que cada elétron precisava carregar a carga: -1,6 x 10-19C.
Diferentemente dos elétrons de um raio catódico, as partículas de um raio canal não são todos semelhantes, mesmo se um único gás puro estiver presente no tubo. Eles têm diferentes cargas, porém, múltiplo inteiro de +1,6 x 10-19C. As massas destas partículas não dependem somente da identidade do gás no tubo de descarga, mas são muito maiores do que aquelas de um elétron.
O ÁTOMO DE THOMSON
A partir de 1890, a maioria dos cientistas acreditavam os átomos consistiam de parte carregada positivamente e alguns elétrons, mas isto não era totalmente claro.
Em 1898, J. J. Thomson sugeriu que um átomo poderia ser uma esfera carregada positivamente na qual alguns elétrons estão incrustados, e apontou que isto levaria a uma fácil remoção de elétrons dos átomos. Este modelo de átomo, algumas vezes chamado de modelo de "pudim de ameixas" ou "pudim de passas".
Para Thomson o átomo era:
- Esférico
- Positivo
- Com cargas elétricas negativas pontuais incrustadas na estrutura
- As cargas negativas estavam uniformemente distribuídas para minimizar as repulsões colombianas
- Divisível
O Surgimento das linhas espectrais (Rydberg, 1895)
O Surgimento das linhas espectrais de absorção e emissão do hidrogênio, respectivamente
Thomson não conseguiu elaborar equações que explicassem a lógica das linhas
Por que as falhas, por que só aparecem algumas linhas?
O ÁTOMO DE RUTHERFORD
Rutherford, Geiger e Marsden lançaram um fluxo de partículas alfa emitidas por uma pequena quantidade do elemento radioativo polônio em várias folhas finas de diversos materiais como mica, papel e ouro.
Observaram que, embora muitas partículas atravessassem as folhas em linha reta, algumas foram espalhadas ou desviadas da linha reta.
Rutherford retomou uma ideia proposta em 1904 pelo físico japonês H.Nagaoka: um átomo poderia ser composto por um pequeníssimo núcleo carregado positivamente (no centro do átomo) rodeado por uma região comparativamente maior, contendo os elétrons.
Rutherford compreendeu que se (1) elétrons carregados negativamente estavam distribuídos na maior parte do átomo e se (2) a carga positiva compreendendo a maior parte da massa estava concentrada em um minúsculo núcleo no centro do átomo
O modelo de Rutherford representa o átomo consistindo em um pequeno núcleo rodeado por um grande volume no qual os elétrons estão distribuídos. O núcleo carrega toda a carga positiva e a maior parte da massa do átomo.
Rutherford sugeriu que a carga positiva de um núcleo atômico deve-se à presença de um número destas partículas, que em 1920 ele denominou prótons.
Os desvios da radiação alfa deixavam claro que
A matéria era descontínua;
A maior parte do átomo é constituída por espaço vazios na forma de uma esfera (escala de 10-10m);
Um pequena parte do átomo é formado pelo núcleo, pequeno e positivo (escala de 10-14m);
Ao trocar a folha de ouro por outros metais mais pesados, os desvios aumentavam, logo, os desvios realmente estavam relacionados ao tamanho do núcleo.
Para Rutherford o átomos eram:
Formados por um núcleo maciço,
Constituído de uma nucleosfera (onde estaria o núcleo) e um eletrosfera (onde os elétrons estavam circulando o núcleo)
A eletrosfera seria constituída na maior parte de espaços vazios
A falha do modelo – Eletromagnetismo clássico
Toda carga em movimento deveria emitir uma onda magnética, isto é, perder energia. E continuar perdendo energia potencial até colidir com núcleo, colapsando o átomo.
Emissão menos energética
Toda carga em movimento deveria emitir uma onda magnética, isto é, perder energia. E continuar perdendo energia potencial até colidir com núcleo, colapsando o átomo.
Emissão mais energética
A DESCOBERTA DO NÊUTRON
Rutherford concluiu que, embora os prótons contivessem toda a carga do núcleo, eles sozinhos não podem compor sua massa. O problema da massa extra foi resolvido quando, em 1932, o físico inglês J. Chadwick descobriu uma partícula que tinha aproximadamente a mesma massa de um próton, mas não era carregada eletricamente.
Depois disso, entendeu-se que o átomo continha um pequeníssimo núcleo central, que contém a maior parte da massa do átomo e é circundado por uma enorme região extra nuclear contendo elétrons (carga -1). O núcleo contém prótons (carga +1) e nêutrons (carga 0).
Um átomo individual (ou seu núcleo) é geralmente identificado especificando dois números inteiros: o número atômico Z e o número de massa A.
O número atômico Z é o número de prótons no núcleo.
O número de massa A é o número total de núcleons (prótons mais nêutrons) no núcleo.
Pode-se ver destas definições que o número de nêutrons no núcleo é igual a A - Z.
Um átomo específico é identificado pelo símbolo do elemento com número atômico Z como um índice inferior e o número de massa como um índice superior. Assim,
ISÓTOPOS
Átomos de um dado elemento que apresentam diferentes números de massa e, portanto, massas e número de nêutrons diferentes em seu núcleo.
Isótopos de Hidrogênio
Isótopos de Oxigênio
Isótopos de Carbono
MASSAS ATÔMICAS
Químico, Professor de farmácia e medicina. Considerado um dos fundadores da Química moderna, descobriu os elementos cério (Ce), selênio (Se) e o tório (Th), além de isolar inúmeros outros elementos, como o silício. Destacou-se como químico orgânico, trazendo um noção inicial sobre isomeria, oxidação radicalar e ação catalítica.
Analisou mais de 2000 compostos químicos, estabelecendo pesos atômicos e as bases da estequiometria.
Jöns Jacob Berzelius (1779-1848)
MASSAS ATÔMICAS
As massas atômicas são normalmente expressas em unidades de massa atômica (u). Uma unidade de massa atômica (1 u) é definida como sendo exatamente um doze avos da massa de um átomo de 12C6, o mais comum isótopo de carbono.
ABUNDÂNCIA ISOTÓPICA
A maioria dos elementos é encontrada como uma mistura de isótopos. O boro, por exemplo, ocorre na natureza como uma mistura de 19,9% de átomos de 10B5 e 80,1% de átomos de 11B5.
As massas e abundâncias isotópicas são atualmente determinadas por meia de uma técnica denominada espectrometria de massas.
Os átomos são primeiramente transformados em íons positivos, ionizados por meia de um bombardeio por elétrons de alta energia. Estes elétrons removem alguns dos elétrons na região extranuclear dos átomos, e os íons positivos resultantes são acelerados por um campo elétrico.
Mostra os picos produzidos pelas quantidades de isótopos de ocorrência natural do elemento analisado.
A DETERMINAÇÃO DE MASSAS ATÔMICAS
É calculada pele média das massas dos isótopos deste elemento. A média precisa ser ponderada para levar em conta a abundância relativa dos isótopos.
Então, o que está errado
O modelo de Rutherford está equivocado
Há algo errado com a física clássica
Hoje sabemos que há algo de errado com a física clássica, tanto que ela não é adequada para descrever o que ocorre em escala atômica. As leis da física clássica são excelentes para descrever o movimento de objetos grandes, de galáxias a mosquitos, mas são completamente insatisfatórias quando aplicadas a partículas tão pequenas quanto elétrons.
cada nível de energia tem uma "população" máxima de elétrons. Um átomo está normalmente em seu estado fundamental, o estado no qual todos os seus elétrons estão nos níveis de energia mais baixos que lhes são disponíveis.
A energia é liberada na forma de fóton de radiação eletromagnética. Se representarmos a energia deste fóton por Efóton então:
(E2)elétron - (E1)elétron = Efóton
O produto da frequência e comprimento de onda é igual à velocidade v da onda
A energia radiante inclui luz visível, radiação infravermelha e ultravioleta, ondas de rádio, microondas, raios X e outras formas que deslocam-se via ondas eletromagnéticas.
unidades de hertz (Hz), o que corresponde a ciclos por segundo. Os comprimentos de onda são indicados em metros, exceto para o espectro visível, onde eles são indicados em nanômetros (1 nm = 10-9 m).
O espectro visível é a banda estreita de comprimento de onda que nossos olhos são capazes de detectar. Dentro do espectro visível, vemos ondas de comprimento curto como o violeta e ondas de comprimento longo como o vermelho.
Espectros de diferentes fontes: Leis de Kirchhoff
- Um corpo opaco quente (sólido ou fluido muito denso) produz um espectro contínuo, isto é, tem todos os comprimentos de onda.
- Um gás quente transparente (de baixa densidade) produz um espectro de linhas brilhantes (linhas de emissão). Nesse espectro apenas alguns comprimentos de onda estão presentes.
- Um gás transparente frio em frente ao corpo opaco quente produz um espectro de linhas escuras (linhas de absorção), por remover alguns comprimentos de onda do contínuo.
