Telecurso 2000. Física Completo. - 47

Telecurso 2000. Física Completo. - 47

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a cortar os pedaços da maçª sempre ao meioe pensou:

Era hora do lanche e Maristela foi comer sua maçª. Pegou uma faquinha e cortou a maçª ao meio. Depois cortou-a ao meio outra vez, e mais outra. De repente, passou-lhe pela cabeça a idØia de continuar

-Se eu pudesse continuar cortando esse pedaço de maçª ao meio, chegaria a um pedaço que nªo poderia mais ser dividido?

Maristela nªo foi a primeira a ter essa dœvida. Os gregos pensaram muito nesse assunto e foi mais ou menos assim que tudo começou. HÆ uns 2.500 anos, alguns filósofos passaram a discutir essa questªo. Naquela Øpoca, porØm, nªo existiam instrumentos como os que existem hoje para investigar a natureza. Por isso, os gregos ficavam apenas imaginando como ela deveria ser...

1/2 maçª1/4 de maçª... 1/8 de maçª... 1/16 de maçª ...maçª?

Um daqueles gregos, chamado Demócrito, acreditava que nªo era possível dividir infinitamente um objeto. Ele achava que qualquer objeto poderia ser dividido muitas vezes e que, após muitas divisıes, chegar-se-ia a um pedaço indivisível.

Podemos pensar num objeto divisível como um objeto formado por outras partes. Em grego, parte Ø tomo, e a Ø o prefixo que indica ausŒncia de, portanto, Demócrito chamou de Ætomo (a-tomo) aquele pedaço de matØria que nªo teria partes, isto Ø, que nªo poderia mais ser dividido. A idØia de Ætomo era tªo forte para Demócrito que ele afirmou: Nada existe, alØm dos Ætomos e do vazio .

Em nossa vida, porØm, nªo temos evidŒncias diretas da natureza atômica da matØria. Ao contrÆrio, a matØria nos parece contínua. Por exemplo: quando vocŒ coloca Ægua num copo, ou quando examina um pedaço de ferro, nªo percebe a existŒncia de Ætomos, que sªo pequenos demais para serem observados a olho nu. Por isso, durante muitos sØculos, a idØia de Ætomo nªo foi aceita pela maioria das pessoas.

HÆ uns duzentos anos, cientistas e filósofos perceberam que havia substâncias, os elementos químicos, que se combinavam para formar outras substâncias, os compostos químicos, e que isso poderia ser compreendido mais facilmente se cada elemento fosse formado por um tipo de Ætomo, todos iguais entre si. Assim, elementos diferentes seriam formados por Ætomos diferentes.

O mundo do Ætomo

AULAOs compostos sªo formados por molØculas, que podem conter Ætomos de vÆrios elementos químicos diferentes. Por exemplo: uma molØcula de Ægua Ø

formada por dois Ætomos do elemento hidrogŒnio (H) e um Ætomo do elemento oxigŒnio (O). Essa idØia de Ætomo foi usada para explicar a existŒncia dos elementos químicos, dos compostos químicos e a ocorrŒncia de reaçıes químicas. Os principais elementos químicos conhecidos sªo mostrados na tabela abaixo. Cada um Ø representado por um símbolo de uma ou duas letras: He = HØlio; N = NitrogŒnio etc. O nœmero que aparece junto a cada símbolo caracteriza o elemento químico e Ø chamado de nœmero atômico, representado pela letra Z. O ferro (Fe), por exemplo tem Z = 26.

Mesmo assim, no sØculo passado muitos cientistas ainda relutavam em aceitar a existŒncia dos Ætomos: só neste sØculo Ø que a idØia foi plenamente aceita. Um fato que contribuiu para dar credibilidade à idØia do Ætomo foi a descoberta do elØtron, uma primeira partícula subatômica, isto Ø, menor do que o Ætomo, que tem carga elØtrica negativa e estÆ presente em todos os Ætomos.

O elØtron foi descoberto na Inglaterra em 1897, por Joseph J. Thomson.

Thomson estudou a passagem de corrente elØtrica por um gÆs no interior de um tubo de vidro, que continha tambØm duas peças metÆlicas, uma positiva (anodo) e outra negativa (catodo). Entre essas duas peças havia uma grande diferença de potencial (tensªo). Thompson sabia que a baixas tensıes, o gÆs era isolante e nªo permitia a passagem de corrente elØtrica. Mas, quando a tensªo era aumentada, ocorria uma descarga elØtrica e o gÆs se tornava condutor. Nesse momento, o gÆs emitia uma certa luminosidade, e surgia uma fluorescŒncia verde no vidro em frente ao catodo. Thomson chamou este fenômeno de raios catódicos, pois eles vinham do catodo, e descobriu que esses raios eram formados por partículas com carga elØtrica negativa, que vinham do gÆs e que eram repelidas pelo catodo (-) e atraídas para o anodo (+). Essas partículas foram chamadas de elØtrons. Thomson verificou que isto ocorria com qualquer gÆs. Isso o fez concluir que os elØtrons existem nos Ætomos de todos os gases.

Havia tambØm uma outra importante evidŒncia: alguns cientistas, como a polonesa Marie Curie, descobriram que certos materiais emitiam alguma coisa que nªo se sabia ao certo o que era. Um desses materiais, descoberto pela própria Marie Curie, foi chamado de rÆdio e, por isso, esse fenômeno foi chamado radioatividade e os elementos que formavam aqueles materiais foram chamados de elementos radioativos. A radiaçªo foi chamada de raios alfa. Hoje, essas partículas sªo bem conhecidas; falaremos nelas mais adiante.

Figura 1. Tabela periódica dos elementos (simplificada)

AULAA observaçªo de partículas emitidas pelos materiais radioativos e a descoberta dos elØtrons levaram os cientistas a acreditar que o Ætomo era divisível e

que deveria ter uma estrutura interna. Assim surgiram os primeiros modelos atômicos.

Os cientistas jÆ sabiam que no Ætomo existiam cargas elØtricas positivas e negativas. A questªo era: como essas cargas estªo organizadas no interior do Ætomo?

O primeiro a propor um modelo atômico foi o próprio Thomson. Ele imaginou que o Ætomo era formado por uma massa composta por cargas elØtricas positivas, como a massa de um pudim, na qual estariam espalhados os elØtrons, como as passas do pudim. Por isso esse modelo ficou conhecido como pudim de passas (Figura 2).

Mas os cientistas queriam saber mais sobre as propriedades da matØria e do Ætomo. Por isso, esse modelo continuou sendo estudado.

Como num tœnel escuro...

caminhar por ele e saber o que existe adiante, se Ø uma parede, um buracoMas

Imagine a seguinte situaçªo: vocŒ estÆ dentro de um tœnel escuro. VocŒ quer estÆ escuro e vocŒ nªo pode ver. O que vocŒ faria? Essa pode ser a sensaçªo que temos quando estamos diante do desconhecido.

VocŒ poderia sentar no chªo e ficar lÆ, parado, sem tentar descobrir o que hÆ adiante. Ou poderia querer saber o que estÆ lÆ.

poderia saber se hÆ um buraco, ou uma poça de Ægua, ou uma paredeEntªo

Entªo vocŒ pensa, pensa, e tem uma idØia: se atirasse algo naquela direçªo, vocŒ procura pelo chªo algo que possa atirar: encontra algumas pedras e percebe que atirar as pedras adiante Ø uma maneira de conhecer o que existe. JÆ que nªo pode ver, vocŒ tenta descobrir as propriedades do que estÆ lÆ adiante!

Como vocŒ jÆ sabe, o Ætomo Ø muito pequeno e nªo pode ser visto. A situaçªo dos cientistas na virada do sØculo X era parecida com a do tœnel escuro. Para testar o modelo atômico existente, isto Ø, verificar as suas propriedades, Ernest Rutherford, um cientista que foi aluno de Thomson atirava pedras na escuridªo : em seu laboratório, ele fazia com que partículas alfa, emitidas por uma porçªo do elemento rÆdio, atingissem uma placa muito fina de ouro.

Figura 3. Resultado da experiência de Rutherford

Rutherford imaginou que, se o modelo de Thomson estivesse correto, todas aquelas partículas atravessariam a folha de ouro. Isso porque, se o Ætomo fosse como um pudim de passas, nada poderia impedir a passagem de uma partícula alfa, que tem muita energia. Ele observou (Figura 3) que quase todas as partículas alfa atravessavam a placa; algumas eram levemente desviadas e outras (muito poucas, cerca de uma em cada dez mil) eram refletidas e voltavam!

Figura 2. “Pudim de passas” - o modelo atômico de Thomson

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Figura 4. Esquema do átomo de lítio no modelo de Rutherford

Para explicar o fenômeno observado,

Rutherford imaginou que no interior do Ætomo havia um caroço duro , capaz de fazer a alfa voltar. Propôs entªo um novo modelo no qual o Ætomo tem um nœcleo no centro, com carga elØtrica positiva. Esse nœcleo concentra quase toda a massa do Ætomo, mas ocupa uma regiªo muito pequena dele. Ao redor do nœcleo estªo os elØtrons, atraídos pela força elØtrica do nœcleo, como mostra a Figura 4. Esse modelo Ø semelhante ao Sistema Solar: nele, os planetas, atraídos pela força gravitacional do Sol, orbitam ao seu redor, ocupando pequenos volumes.

Ao atingir a placa de ouro, as partículas alfa só sªo refletidas se colidem de frente com o nœcleo de um Ætomo - o que ocorre raramente, jÆ que o nœcleo ocupa um volume muito pequeno no centro do Ætomo.

Para dar uma idØia dos tamanhos envolvidos, imagine um Ætomo de ouro ampliado atØ o tamanho de um campo de futebol (Figura 5), o que equivale a um aumento de um trilhªo de vezes. Neste caso, o nœcleo teria o tamanho de uma pequena moeda colocada no centro do campo; o resto seria um espaço vazio com algumas partículas espalhadas, os elØtrons, que teriam um dØcimo do diâmetro de um fio de cabelo! Uma partícula alfa teria o tamanho de uma cabeça de alfinete e por isso poderia atravessar facilmente o campo, isto Ø, o Ætomo!

Portanto, o nœcleo e os elØtrons ocupam pouco espaço no Ætomo, que Ø quase todo vazio. Apesar de muito pequeno, o nœcleo contØm cerca de 9,9% da massa do Ætomo. Os elØtrons sªo cerca de duas mil vezes mais leves que o nœcleo do Ætomo mais leve, que Ø o Ætomo de hidrogŒnio.

A título de exemplo, colocamos na tabela abaixo os valores da massa do Ætomo de hidrogŒnio, do seu nœcleo e de um elØ- tron. Para dar uma idØia dos tamanhos, apresentamos a ordem de grandeza dos seus raios:

Entªo, o modelo de Rutherford ficou assim:

O Ætomo Ø formado por um nœcleo muito pequeno, no qual se concentra praticamente toda a sua massa. No nœcleo existem Z cargas positivas. Z Ø nœmero atômico. Ao seu redor encontram-se Z elØtrons, que possuem carga elØtrica negativa. Note que existe o mesmo nœmero de cargas positivas e negativas, de modo que o Ætomo Ø eletricamente neutro.

Ætomo H nœcleo elØtron

Figura 5: modelo do átomo-campo de futebolde ouro com 79 elétrons

AULAPara evitar uma catÆstrofe

O modelo de Rutherford apresentava alguns problemas que levaram à elaboraçªo de um novo modelo para o Ætomo. Vamos ver quais eram esses problemas.

Sabia-se que os Ætomos sªo eletricamente neutros - sua carga elØtrica total

Ø zero - e, em sua maioria, estÆveis - isto Ø, nªo se modificam sozinhos. É por isso que estamos aqui, Ø por isso que estas palavras ainda estªo impressas no seu livro, e que o livro estÆ na sua frente! Isto quer dizer: se os Ætomos que compıem os materiais que formam esses objetos nªo fossem estÆveis, tais objetos nªo durariam muito tempo.

Os cientistas jÆ sabiam que o Ætomo era formado pelo nœcleo, com cargas positivas, e pelos elØtrons que giram ao seu redor. Sabiam tambØm que cargas elØtricas interagem pela açªo da força elØtrica. Entªo, surgiu uma dœvida: como estariam os elØtrons ao redor do nœcleo? Se estivessem parados, seriam atraídos pelo nœcleo. Se isso acontecesse, os elØtrons cairiam todos no nœcleo e, dessa forma, o Ætomo sofreria um colapso, isto Ø, teria o tamanho do nœcleo e deixaria de ser estÆvel! Mas os cientistas sabiam que isso nªo era verdade.

nœcleoo que seria uma catÆstrofe! E isso demoraria apenas uma fraçªo de

Assim, os elØtrons nªo podem estar parados: eles giram ao redor do nœcleo com altas velocidades e, para manter seu movimento circular, tŒm grande aceleraçªo centrípeta. O problema era que, segundo a teoria do eletromagnetismo, uma carga acelerada emite radiaçªo, perdendo energia. Desse modo, os elØtrons perderiam sua energia atØ parar e colidir com o segundo. Se isso acontecesse, nós nªo estaríamos aqui - aliÆs, nªo existiria sequer o universo como o conhecemos!

Para contornar todos esses problemas foram feitas algumas mudanças no modelo de Rutherford, de modo a adaptÆ-lo aos fatos observados!

Entra entªo em cena o jovem cientista dinamarquŒs, Niels Bohr, que tinha apenas 28 anos em 1913, quando formulou um novo modelo para o Ætomo. Segundo ele, os elØtrons se movem em órbitas circulares em torno do nœcleo sob influŒncia da força eletromagnØtica, como proposto por Rutherford, mas:

·os elØtrons podem se mover apenas em certas órbitas, que estªo a certas distâncias do nœcleo. Cada órbita corresponde a um nível de energia permitido;

·apesar de constantemente acelerados, os elØtrons nªo perdem energia enquanto permanecem numa mesma órbita;

·quando o elØtron muda de órbita, ganha ou perde uma certa quantidade de energia;

·a energia armazenada quando um elØtron se encontra numa determinada órbita Ø chamada energia potencial elØtrica.

Assim, no modelo de Bohr, a cada órbita estÆ associado um valor de energia.

Por isso, as regiıes onde se encontram os elØtrons correspondem a níveis de energia. A Figura 6 mostra um esquema de como deve ser a estrutura atômica, com o nœcleo e os níveis de energia.

AULAA energia potencial elØtrica foi discutida na Aula 39. Ela Ø anÆloga à ener-

gia potencial gravitacional: ao erguer um objeto, estamos fornecendo energia potencial gravitacional; ao aproximÆ-lo, do chªo sua energia potencial gravitacional diminui.

Da mesma forma, o elØtron que estÆ mais próximo do nœcleo tem menos energia do que outro que estÆ mais longe do nœcleo. À medida que o elØtron se afasta do nœcleo, sua energia aumenta, isto Ø,

Assim, para que um elØtron vÆ para um nível mais alto, mais energØtico, precisamos fornecer-lhe energia. Podemos fornecer energia ao Ætomo iluminandoo, para que ele absorva luz. A energia de que ele precisa Ø exatamente igual à diferença de energia entre os dois níveis,

JÆ quando um elØtron vai de um nível de energia maior para um de energia menor, ele libera uma quantidade de energia que Ø igual à diferença de ener- gia entre os dois níveis (E2 - E1). Esta energia pode aparecer na forma de luz.

Observe essas mudanças de nível na Figura 7.

O novo modelo ficou conhecido como modelo atômico de Rutherford-Bohr.

O mais simples dos Ætomos

O Ætomo mais simples, e tambØm o que existe em maior quantidade na natureza, Ø o Ætomo de hidrogŒnio. Ele forma a maior parte do nosso organismo: Ø só lembrar que o nosso corpo Ø formado por aproximadamente 70% de Ægua, e que cada molØcula de Ægua Ø formada por dois Ætomos de hidrogŒnio e um Ætomo de oxigŒnio. TambØm no universo, nas estrelas, o hidrogŒnio Ø de longe o elemento químico mais numeroso!

Sendo o Ætomo mais simples, seu nœcleo

Ø tambØm o mais simples, e recebeu um nome especial: próton. Portanto, o Ætomo de hidrogŒnio Ø formado por um próton e um elØtron, como mostra esquematicamente a Figura 8.

Figura 6. Níveis de energia atômicos Figura 7

Figura 8 Esquema do átomo de hidrogênio

AULAExistem mais de cem elementos químicos diferentes na natureza. Cada elemento químico Ø caracterizado por um nœmero atômico, Z, que Ø o nœmero de

prótons que ele tem no nœcleo, e Ø tambØm o nœmero de elØtrons que giram ao redor do nœcleo. Quanto maior for Z, mais pesado Ø o Ætomo. Observe a tabela periódica da Figura 1.

Na seçªo anterior, afirmamos que nem todos os Ætomos sªo estÆveis, isto Ø, eles nªo permanecem como estªo por muito tempo. Alguns dos elementos químicos mais pesados (que tem Z grande), como o urânio, o polônio e o rÆdio, se desintegram naturalmente. Isso significa que esses Ætomos perdem continuamente partes de si e se transformam em Ætomos de outros elementos químicos. As partes emitidas recebem o nome de radiaçªo. Esses elementos sªo chamados de elementos radioativos e serªo estudados na nossa próxima aula.

É importante dizer essas descobertas só foram possíveis graças aos grandes avanços tecnológicos deste sØculo. Para fazer pesquisas em física atômica e nuclear sªo necessÆrios equipamentos como bombas de alto vÆcuo, fontes de alta tensªo, equipamentos eletrônicos e microeletrônicos, entre outros.

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