A Atomística é a área da Química que se dedica ao estudo dos átomos, abordando sua estrutura microscópica, características, propriedades, modelos de representação e notações. Em essência, é a base para compreendermos tudo o que existe.
O que a Atomística estuda?
A estrutura atômica e as partículas que formam o átomo.
As propriedades e características do átomo.
As semelhanças entre átomos.
A evolução dos modelos atômicos que serviram de base para o entendimento da matéria.
Um átomo é a unidade fundamental de construção da matéria. Ele representa a menor unidade na qual um elemento químico conserva sua identidade e suas propriedades. A união de diversos átomos forma as moléculas, e a união de diversas moléculas, por sua vez, forma a matéria como a percebemos nos estados sólido, líquido e gasoso.
Originalmente, a palavra "átomo" vem do grego e significa "não divisível". Embora hoje saibamos que o átomo é divisível e composto por partículas ainda menores, essa denominação histórica reflete o conhecimento da época. Os átomos não podem ser visualizados a olho nu, dada sua dimensão na escala de angstrom (aproximadamente 10⁻¹⁰ m).
Dúvida Comum: O átomo é indivisível? Resposta: Não. Apesar da origem do nome, o átomo é divisível e composto por partículas subatômicas.
A busca pela compreensão da matéria é tão antiga quanto a própria filosofia. As teorias sobre a constituição do átomo evoluíram com o avanço do conhecimento científico, cada modelo construindo sobre as descobertas anteriores.
No século V a.C., na Grécia Antiga, filósofos como Demócrito e Leucipo propuseram a existência de partículas extremamente pequenas e indivisíveis, de diferentes formatos e características, que se combinariam para originar a matéria. Eles foram os primeiros a usar o termo "átomo", significando "não divisível". No entanto, essa hipótese foi suplantada pela teoria dos quatro elementos de Aristóteles e só foi resgatada séculos depois.
John Dalton formulou o primeiro modelo atômico baseado em experimentação científica em 1803 (publicado em 1808), resgatando a ideia das partículas. Seus postulados fundamentais são:
A matéria é constituída de átomos indivisíveis.
Todos os átomos de um dado elemento químico são idênticos em massa e em todas as outras propriedades.
Diferentes elementos químicos têm diferentes tipos de átomos, com massas distintas.
Os átomos são indestrutíveis e mantêm suas identidades nas reações químicas.
Átomos de elementos combinam com átomos de outros elementos em proporções de números inteiros pequenos para formar compostos.
Este modelo ficou conhecido como a "bola de bilhar", pois defendia que o átomo era uma esfera maciça, homogênea, indivisível e com carga elétrica nula.
Para Concursos: O postulado de Dalton que ainda é considerado correto pelo modelo atual é o de que "Átomos de elementos combinam com átomos de outros elementos em proporções de números inteiros pequenos para formar compostos".
A descoberta dos raios catódicos por William Crookes e os experimentos de Joseph J. Thomson em 1898 revolucionaram a compreensão do átomo. Thomson determinou a existência de partículas carregadas negativamente (elétrons) no átomo, derrubando a ideia da indivisibilidade de Dalton.
O modelo de Thomson, conhecido como "pudim de passas", descrevia o átomo como uma esfera de caráter positivo, não maciça, com pequenas partículas de carga negativa (elétrons) incrustadas em sua extensão. O átomo seria eletricamente neutro, com a mesma quantidade de cargas positivas e negativas.
Ernest Rutherford, estudioso da radioatividade, realizou o famoso experimento com o feixe de partículas alfa e uma lâmina de ouro em 1911. Ele observou que a maioria das partículas atravessava a lâmina, mas algumas eram desviadas ou até mesmo refletidas.
Com base nesses resultados, Rutherford propôs que o átomo é formado por duas regiões principais:
Núcleo: Uma região central, pequena, densa e de carga elétrica positiva, onde se concentra praticamente toda a massa do átomo.
Eletrosfera: Uma grande região de baixa densidade e extensos espaços vazios ao redor do núcleo, onde os elétrons (partículas de carga negativa) orbitam.
Este modelo é comparado ao Sistema Solar e, por isso, é conhecido como modelo "planetário".
O modelo de Rutherford, apesar de consistente, possuía uma falha ao contradizer princípios da eletrodinâmica clássica (elétrons em movimento constante deveriam perder energia e colapsar no núcleo). Niels Bohr, em 1913, aperfeiçoou o modelo de Rutherford, incorporando conceitos da Mecânica Quântica.
Os principais postulados de Bohr são:
Os elétrons descrevem órbitas eletrônicas circulares ao redor do núcleo, devido à atração eletrostática.
Essas órbitas são chamadas de camadas ou níveis eletrônicos, e possuem valores de energia constantes e determinados (quantização de energia).
A movimentação dos elétrons em uma camada não envolve emissão ou absorção espontânea de energia.
Os elétrons podem transitar entre as camadas apenas por meio de absorção ou liberação da diferença de energia entre elas (transição eletrônica). Ao absorver energia, o elétron salta para uma camada mais externa e instável; ao retornar, libera a energia na forma de luz ou calor.
As camadas eletrônicas são mais energéticas quanto mais distantes do núcleo.
As camadas são representadas pelas letras K, L, M, N, O, P e Q. Este modelo é crucial para entender a distribuição eletrônica.
O modelo de Bohr ainda apresentava limitações, especialmente para átomos maiores. Com o avanço da Mecânica Quântica e contribuições de cientistas como Arnold Sommerfeld (órbitas elípticas), Louis de Broglie (dualidade onda-partícula) e Werner Heisenberg (princípio da incerteza), Erwin Schrödinger propôs o modelo atômico quântico em 1926.
Este é o modelo mais aceito atualmente. Ele:
Concluiu que a eletrosfera não é formada por órbitas de trajetória determinada, mas por regiões que se assemelham a "nuvens eletrônicas".
Introduziu o conceito de orbital atômico: uma região de alta probabilidade de se encontrar elétrons, definida matematicamente por uma função de onda.
Afirma que não é possível determinar a posição exata de um elétron, apenas a probabilidade de encontrá-lo em uma determinada região.
O átomo é formado por duas regiões principais e três partículas subatômicas fundamentais:
Os modelos atômicos mais recentes apresentam o átomo formado por três partículas subatômicas: próton, nêutron e elétron.
Partícula Fundamental | Símbolo | Massa aproximada/kg | Massa relativa | Carga elétrica | Localização |
Próton | p⁺ | 1,6 x 10⁻²⁷ | 1 | +1 | Núcleo |
Nêutron | n⁰ | 1,6 x 10⁻²⁷ | 1 | 0 | Núcleo |
Elétron | e⁻ | 9,1 x 10⁻³¹ | 1/1836 | -1 | Eletrosfera |
Importante para Concursos: Embora glúons, quarks e neutrinos sejam outras partículas subatômicas, para o ensino médio e a maioria dos concursos, o foco são prótons, nêutrons e elétrons.
Núcleo:
Região central, pequena, densa e com caráter elétrico positivo.
Concentra prótons e nêutrons.
É responsável por praticamente toda a massa do átomo, pois prótons e nêutrons possuem massa significativamente maior que os elétrons.
Eletrosfera:
Grande região que envolve o núcleo, onde se encontram os elétrons.
Possui densidade de carga negativa, devido aos elétrons.
É constituída de grandes espaços vazios.
Dúvida Comum: Onde estão as cargas do átomo? Resposta: Os prótons estão no núcleo (carga positiva), e os elétrons estão na eletrosfera (carga negativa). Os nêutrons não possuem carga.
A identidade de um átomo é definida pelo seu número atômico, mas outras características também são cruciais.
Representado pela letra Z.
Refere-se à quantidade de prótons no núcleo do átomo.
É a identidade de um átomo, pois átomos com idêntica quantidade de prótons pertencem ao mesmo elemento químico.
Os elementos são ordenados em sentido crescente de número atômico na Tabela Periódica.
Representado pela letra A.
Indica a quantidade de partículas subatômicas presentes no núcleo atômico.
É a somatória entre prótons e nêutrons (A = p + n).
Fornece a massa atômica do átomo, pois a massa dos elétrons é desprezível.
É a propriedade que diferencia os isótopos de um mesmo elemento químico.
É comum representar átomos com o símbolo do elemento químico, o número de massa (A) à esquerda acima e o número atômico (Z) à esquerda abaixo. Exemplo: (\mathbf{Z^A X}) ou para o Sódio: (\mathbf{{11}^{23}Na}). Neste exemplo, o sódio (Na) possui Z=11 (11 prótons) e A=23 (23 partículas no núcleo). Como o número de prótons é igual ao de elétrons em um átomo neutro, ele também tem 11 elétrons. O número de nêutrons pode ser calculado como A - Z, ou seja, 23 - 11 = 12 nêutrons.
O tamanho de um átomo está relacionado ao seu número atômico e é estimado pelo raio atômico. O raio atômico é a distância entre o núcleo e a camada de valência (última camada da eletrosfera). Como a eletrosfera não tem sua dimensão precisa, o raio atômico é frequentemente determinado como a metade da distância entre os núcleos de dois átomos ligados entre si.
A estabilidade nuclear refere-se à tendência de um átomo sofrer o fenômeno de decaimento radioativo. Átomos instáveis transformam-se em átomos de maior estabilidade pela alteração do núcleo atômico, com emissão de partículas e radiação eletromagnética. A instabilidade ocorre quando as forças de coesão entre prótons e nêutrons não são suficientes para mantê-los unidos, geralmente em átomos com raio atômico relativamente grande.
Átomos, formados por diferentes partículas subatômicas, podem apresentar semelhanças em sua composição, como igualdade do número de prótons, nêutrons ou elétrons. Estas semelhanças são frequentemente cobradas em provas.
Definição: Átomos do mesmo elemento químico (mesmo número de prótons, Z) que possuem diferentes números de nêutrons e, consequentemente, diferentes números de massa (A).
Exemplo: Os isótopos do oxigênio ((\mathbf{_8^{16}O}), (\mathbf{_8^{17}O}) e (\mathbf{_8^{18}O})). Todos têm 8 prótons, mas diferem no número de nêutrons (8, 9 e 10, respectivamente).
Definição: Átomos pertencentes a diferentes elementos químicos (número atômico diferente, Z) que se assemelham pelo mesmo número de massa (A).
Exemplo: Cálcio ((\mathbf{{20}^{42}Ca})), Escândio ((\mathbf{{21}^{42}Sc})) e Titânio ((\mathbf{_{22}^{42}Ti})). Todos têm A=42, mas diferem em Z.
Cuidado para Concursos: Podem ser confundidos com isótopos ou isótonos se não se prestar atenção em qual característica é igual/diferente.
Definição: Grupos de átomos que se assemelham apenas pela quantidade de nêutrons. Possuem diferentes números atômicos (Z) e números de massa (A).
Exemplo: Magnésio ((\mathbf{{12}^{26}Mg})) e Silício ((\mathbf{{14}^{28}Si})). Ambos possuem 14 nêutrons (26-12=14; 28-14=14), mas diferem em Z e A.
Definição: Átomos ou íons que possuem idêntica quantidade de elétrons e pertencem a diferentes elementos químicos. Ocorrem mediante ganho ou doação de elétrons, transformando os átomos em íons (com carga elétrica positiva ou negativa).
Exemplo: Argônio ((\mathbf{{18}^{40}Ar})), íon potássio ((\mathbf{{19}^{39}K^+})) e íon cálcio ((\mathbf{_{20}^{40}Ca^{2+}})). Todos possuem 18 elétrons.
A distribuição eletrônica (ou configuração eletrônica) descreve como os elétrons são organizados na eletrosfera de um átomo, considerando seus níveis e subníveis de energia.
O modelo de Bohr sugeriu que a eletrosfera se organiza em órbitas ou camadas eletrônicas. Quanto mais distante do núcleo, mais energia têm os elétrons. Existem 7 camadas eletrônicas, representadas pelas letras K, L, M, N, O, P e Q.
Nível de Energia | Camada Eletrônica | Nº Máximo de Elétrons |
1º | K | 2 |
2º | L | 8 |
3º | M | 18 |
4º | N | 32 |
5º | O | 32 |
6º | P | 18 |
7º | Q | 8 |
Dentro de cada camada (nível), existem subníveis de energia, representados pelas letras minúsculas s, p, d, f. Cada subnível suporta um número máximo de elétrons:
s: 2 elétrons
p: 6 elétrons
d: 10 elétrons
f: 14 elétrons
O químico Linus Carl Pauling desenvolveu um esquema para ordenar os subníveis de energia em ordem crescente de energia, utilizando o sentido diagonal. A sequência completa do Diagrama de Pauling é: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁶ 5s² 4d¹⁰ 5p⁶ 6s² 4f¹⁴ 5d¹⁰ 6p⁶ 7s² 5f¹⁴ 6d¹⁰ 7p⁶. O número à frente do subnível indica o nível de energia (camada), a letra indica o subnível, e o expoente indica o número de elétrons nesse subnível.
Como fazer a distribuição eletrônica (Exemplo do Ferro, Fe com Z=26): Para o Ferro (Z=26), distribuímos 26 elétrons seguindo a ordem do Diagrama de Pauling: 1s² (2 elétrons) 2s² 2p⁶ (8 elétrons) 3s² 3p⁶ (8 elétrons) 4s² 3d⁶ (8 elétrons, sendo 2 no 4s e 6 no 3d) A distribuição eletrônica completa é: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁶. Distribuindo por camadas: K=2; L=8; M=14; N=2.
A camada de valência é a última camada eletrônica, ou seja, a camada mais externa do átomo. Os elétrons nesta camada são os mais importantes para as ligações químicas.
Dúvida Comum: Qual a importância da camada de valência? Resposta: Ela determina as propriedades químicas do átomo e sua capacidade de formar ligações.
Os números quânticos são quatro e têm a função de localizar os elétrons na eletrosfera de um átomo. Não existem dois elétrons em um mesmo átomo que possuam os quatro números quânticos iguais (Princípio de Exclusão de Pauli).
Indica o nível de energia ou a camada eletrônica em que o elétron está.
Corresponde aos números de 1 a 7 (K=1, L=2, M=3, etc.).
Quanto maior o valor de "n", maior a energia do elétron e mais distante do núcleo ele se encontra.
Também chamado de azimutal ou de momento angular.
Indica o subnível de energia (s, p, d, f) a que o elétron pertence.
Seus valores variam de 0 a (n-1) [informação implícita, mas fundamental para completar o entendimento].
s: l = 0
p: l = 1
d: l = 2
f: l = 3
Indica os orbitais no espaço onde os elétrons se encontram.
Representa a região mais provável de encontrar um elétron dentro de um subnível de energia.
Seus valores variam de "-l" a "+l", passando por zero:
Subnível s (l=0): 1 orbital (0)
Subnível p (l=1): 3 orbitais (-1, 0, +1)
Subnível d (l=2): 5 orbitais (-2, -1, 0, +1, +2)
Subnível f (l=3): 7 orbitais (-3, -2, -1, 0, +1, +2, +3)
Indica o sentido de rotação do elétron dentro de um orbital.
Um orbital abriga no máximo dois elétrons.
Os valores são +1/2 (para um sentido de rotação, geralmente seta para baixo) e -1/2 (para o sentido oposto, geralmente seta para cima).
Exemplo do elétron mais energético do Ferro (Fe, Z=26): Distribuição eletrônica: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁶. O elétron mais energético está no subnível 3d.
n = 3 (camada M).
l = 2 (subnível d).
Para 3d⁶, distribuímos os 6 elétrons nos 5 orbitais d (de -2 a +2):
↑↓ ↑ ↑ ↑ ↑
-2 -1 0 +1 +2 O último elétron preenchido (o 6º) está no orbital -2.
m = -2.
O spin do último elétron preenchido é o segundo elétron no orbital -2, que geralmente é representado para baixo, então s = +1/2.
Para Concursos: A identificação dos números quânticos para o elétron mais energético (ou de valência) é um tema recorrente.
As ligações químicas são as forças de interação que mantêm os átomos unidos, formando moléculas, agrupamentos de átomos ou sólidos iônicos. Elas ocorrem pela transferência ou compartilhamento de elétrons, buscando a estabilidade eletrônica.
Proposta em 1916 por William Kossel e Gilbert Newton Lewis, a Regra do Octeto afirma que um átomo estará estável quando sua última camada (camada de valência) possuir 8 elétrons. A exceção a essa regra é o Hélio (He) e, para fins de ligação, o Hidrogênio (H), que se estabilizam com 2 elétrons na camada de valência (configuração de dueto). Apenas os gases nobres (He, Ne, Ar, Kr, Xe e Rn) apresentam átomos estáveis isolados em condições ambiente, com 8 elétrons na última camada (exceto o He).
Para Concursos: Entender a Regra do Octeto é crucial para prever o tipo de ligação e a valência dos elementos. As exceções (como octeto expandido ou incompleto, por exemplo, no BF3 ou PCl5) são temas avançados e muito cobrados!
Existem três tipos principais de ligações químicas interatômicas:
Ligação Iônica:
Resulta da transferência de elétrons entre átomos.
Ocorre tipicamente entre um metal e um não-metal.
Metais tendem a perder elétrons e formar cátions (íons positivos).
Não-metais tendem a receber elétrons e formar ânions (íons negativos).
Os íons de cargas opostas se atraem fortemente, formando um composto iônico.
Exemplo: A formação do Cloreto de Sódio (NaCl). O Sódio (Na, metal) perde 1 elétron, tornando-se Na⁺, e o Cloro (Cl, não-metal) ganha 1 elétron, tornando-se Cl⁻. Ambos atingem a configuração de 8 elétrons na camada de valência.
Ligação Covalente:
Resulta do compartilhamento de elétrons entre pares de átomos.
Ocorre tipicamente entre não-metais e/ou semi-metais (e com o hidrogênio).
Os elétrons compartilhados geram uma atração intensa que mantém os núcleos unidos, apesar da repulsão entre eles.
Pode ser simples (1 par de elétrons), dupla (2 pares de elétrons) ou tripla (3 pares de elétrons).
Exemplos: H₂ (ligação simples), O₂ (ligação dupla), N₂ (ligação tripla), Cl₂ (ligação simples).
Ligação Covalente Coordenada (Dativa): Uma ligação covalente adicional onde um dos átomos compartilha um par eletrônico já completo com outro átomo que precisa de elétrons para atingir a estabilidade. É uma forma específica de compartilhamento onde ambos os elétrons vêm do mesmo átomo. Ex: SO₂.
Ligação Metálica:
Ocorre entre átomos que apresentam apenas metal em sua composição.
Caracteriza-se pela presença de um "gás de elétrons" (elétrons periféricos que abandonam os átomos e se agitam livremente em uma rede cristalina de íons metálicos).
Essa "nuvem" de elétrons livres é responsável pelas propriedades dos metais, como alta condutividade elétrica e térmica, brilho e maleabilidade.
A eletronegatividade é a tendência que o átomo de um determinado elemento apresenta para atrair elétrons quando participa de uma ligação química. A escala numérica mais conhecida para este parâmetro é a de Linus Pauling.
Ligação Covalente Apolar: Ocorre tipicamente entre átomos que têm a mesma eletronegatividade. O compartilhamento de elétrons é igual.
Exemplo: H–H (molécula de H₂), Cl–Cl (molécula de Cl₂).
Ligação Covalente Polar: Ocorre tipicamente entre átomos que têm eletronegatividades diferentes. O compartilhamento de elétrons é desigual, criando polos (um átomo fica com uma carga parcial negativa, δ⁻, e outro com carga parcial positiva, δ⁺).
Exemplo: H–F (Ácido Fluorídrico).
Ligação Iônica versus Covalente: Um Contínuo A fronteira entre ligação iônica e covalente não é extremamente clara. A diferença de eletronegatividade (Δ) entre os átomos é um critério útil:
Δ > 2: Indicam ligação com forte caráter iônico.
Δ < 1,5: Indicam ligação com caráter predominantemente covalente.
Entre 1,5 e 2: Caráter intermediário ou depende dos átomos envolvidos.
Para Concursos: A eletronegatividade é uma propriedade periódica e saber sua tendência na tabela periódica é fundamental para determinar a polaridade das ligações.
A Teoria da Repulsão dos Pares de Elétrons da Camada de Valência (VSEPR), ou TRPECV, é fundamental para prever a geometria das moléculas. Ela se baseia no princípio de que os pares de elétrons da camada de valência (ligantes e não-ligantes) se repelem, orientando-se no espaço de forma a minimizar essa repulsão e deixar a molécula no estado de menor energia possível.
Princípios Fundamentais:
Os elétrons da camada de valência se repelem (cargas negativas) e se afastam para minimizar a repulsão.
A repulsão entre pares de elétrons não-ligantes é maior do que entre pares ligantes, pois os pares não-ligantes ocupam um volume maior no espaço.
Ligações duplas e triplas contam como uma única ligação (um único "domínio" de elétrons) para determinar o número de ligações ao redor do átomo central.
Desenhe a Estrutura de Lewis: Identifique o átomo central e os elétrons da camada de valência, formando ligações e pares isolados.
Conte o Número Estérico (NS): É o número de pares de elétrons (ligantes e não-ligantes) ao redor do átomo central.
Determine o Arranjo Espacial dos Pares de Elétrons: O NS define o arranjo dos pares de elétrons, que visa maximizar o ângulo entre eles.
NS = 2: Linear (ângulo de 180°).
NS = 3: Trigonal Plana (ângulo de 120°).
NS = 4: Tetraédrica (ângulo de 109,5°).
NS = 5: Bipirâmide Trigonal (ângulos de 90° e 120°).
NS = 6: Octaédrica (ângulo de 90°).
Determine a Geometria Molecular: Leva em consideração somente os pares de elétrons que estão formando ligações químicas, desconsiderando os pares não-ligantes para a forma final da molécula.
Número Estérico (NS) | Arranjo Espacial (Pares de Elétrons) | Número de Ligações | Pares Não-Ligantes | Geometria Molecular | Exemplo |
2 | Linear | 2 | 0 | Linear | BeH₂, CO₂ |
3 | Trigonal Plana | 3 | 0 | Trigonal Plana | BF₃ |
2 | 1 | Angular | NO₂⁻ | ||
4 | Tetraédrica | 4 | 0 | Tetraédrica | CH₄ |
3 | 1 | Piramidal Trigonal | NH₃ | ||
2 | 2 | Angular | H₂O | ||
5 | Bipirâmide Trigonal | 5 | 0 | Bipirâmide Trigonal | PCl₅ |
4 | 1 | Gangorra | SF₄ | ||
3 | 2 | Formato de T | ClF₃ | ||
2 | 3 | Linear | XeF₂ | ||
6 | Octaédrica | 6 | 0 | Octaédrica | SF₆ |
5 | 1 | Piramidal Quadrada | BrF₅ | ||
4 | 2 | Quadrado Planar | XeF₄ |
Para Concursos: A TRPECV é um tópico avançado e exige a prática de desenhar estruturas de Lewis e identificar o número de pares ligantes e não-ligantes. A geometria da água (angular) e da amônia (piramidal trigonal) são exemplos clássicos e muito cobrados que ilustram a diferença entre arranjo espacial (tetraédrico para ambos) e geometria molecular.
O conhecimento da estrutura atômica e do comportamento dos elétrons e do núcleo transcendeu os laboratórios, impulsionando descobertas e inovações tecnológicas que moldam nosso mundo.
Emissão de Luz (Quantização de Bohr): A absorção e emissão de energia pelos elétrons quando saltam entre órbitas são a base para o colorido dos fogos de artifício e o funcionamento de lâmpadas de vapor (mercúrio, sódio) e fluorescentes.
Laser: A amplificação de luz por emissão estimulada de radiação (laser) é uma tecnologia difundida em CDs, CD-ROMs, medicina e indústria.
Raios X: Produzidos pela excitação de elétrons em átomos de metais pesados, têm aplicações inestimáveis na indústria (gamagrafia, controle de espessura de chapas) e na medicina (diagnóstico, tomografia).
Efeito Fotoelétrico: Expulsão de elétrons de metais atingidos por fótons de alta frequência, usado em células fotoelétricas (alarmes, motores) e pilhas fotovoltaicas (energia solar para satélites e aparelhos elétricos).
Ondas de Rádio: Elétrons excitados em metais emitem radiação eletromagnética na faixa de rádio, essencial para radiotelegrafia, radiotelefonia (celulares) e rádio/televisão.
Corrente Elétrica: O conhecimento da estrutura dos metais (rede cristalina e "gás de elétrons" livres) permitiu entender a corrente elétrica como um fluxo de elétrons. Condutores elétricos são onipresentes em todos os equipamentos eletrônicos e na infraestrutura energética.
Efeito Termoiônico: O aquecimento de um fio metálico causa a agitação e escape de elétrons, formando uma nuvem ao redor.
Lâmpadas Incandescentes: Emitem luz branca devido à excitação múltipla de elétrons em filamentos de tungstênio aquecidos.
Válvulas Eletrônicas: Inventadas por Lee De Forest (1906), foram cruciais para o desenvolvimento da radiotelegrafia e radiofonia, ainda usadas em fornos de micro-ondas.
Cinescópios: Dispositivos baseados em feixes de elétrons modulados que, ao atingir um anteparo fluorescente, produzem imagens (televisões, monitores de computador).
Microscópio Eletrônico: Utiliza feixes de elétrons refratados por campos eletromagnéticos para gerar imagens milhares de vezes ampliadas de materiais.
Reações de Oxirredução: Envolvem transferência de elétrons, utilizadas na indústria metalúrgica para obter metais (ferro, alumínio).
Eletrólise: Transferência de elétrons por meio de um circuito elétrico, usada na produção de metais, substâncias industriais e revestimentos protetores/embelezadores (niquelação, cromagem).
Geradores Eletroquímicos (Pilhas e Baterias): A transferência de elétrons gera energia elétrica, com evolução desde o protótipo de Volta até as baterias sofisticadas de marca-passos, eletrônicos e computadores.
O núcleo atômico, formado por prótons e nêutrons, é coeso pela força forte. No entanto, em certas condições, pode tornar-se instável e radioativo.
Radioatividade Natural e Artificial: Elementos radioativos emitem radiações alfa, beta e gama. A produção de radioisótopos artificiais (como fósforo-30 por Joliot-Curie em 1934) em reatores nucleares revolucionou a ciência e a tecnologia.
Aplicações dos Radioisótopos:
Indústria: Gamagrafia (inspeção de soldas), controle de espessura de chapas metálicas, detecção de vazamentos em tubulações.
Medicina: Detecção de anomalias (tireoide, cérebro), radioterapia (cobalto-60 e césio-137 para tumores cancerígenos).
Pesquisa Científica: Fisiologia animal e vegetal (rastreadores de nutrientes, volume de sangue), análise por ativação com nêutrons.
Outros: Esterilização de alimentos, geradores de energia elétrica para estações meteorológicas e sondas espaciais.
Fissão Nuclear: Descoberta por Enrico Fermi (1934), a fissão de átomos de urânio (especialmente o isótopo 235) libera grande quantidade de energia, usada em reatores nucleares para gerar eletricidade e em armas nucleares.
Fusão Nuclear: União de átomos leves para formar outros mais pesados, liberando enormes quantidades de energia (ocorre no Sol e em bombas de hidrogênio). Ainda não controlada para geração de energia.
Ressonância Nuclear Magnética (RNM): Fenômeno baseado no comportamento de núcleos atômicos magnéticos em campos magnéticos intensos e radiação hertziana. Inicialmente para análise química, hoje é uma ferramenta de diagnóstico médico por imagens de extraordinário poder de resolução.
Este material abrange os fundamentos da Atomística, sua evolução histórica, a estrutura e características dos átomos, a forma como se relacionam através das ligações químicas e suas aplicações tecnológicas, priorizando o conhecimento essencial para uma compreensão profunda e o sucesso em avaliações. Estudar a Atomística é entender a base de todo o universo material que nos cerca!