Gênios da Química #36: Henry Moseley

Henry Gwyn Jeffreys Moseley (Weymouth, 23 de novembro de 1887 — Gallipoli, 10 de agosto de 1915) foi um físico inglês.

Foi assistente de Ernest Rutherford. Descobriu, em 1913, uma relação entre o espectro de raios X de um elemento químico e seu número atômico. Foi o primeiro a conseguir determinar os números atômicos dos elementos com precisão. Mostrou que, quando os átomos eram bombardeados pelos raios catódicos, eles emitiam raios X, e, já que cada um tinha sua propriedade, determinava os valores dos números atômicos, e ainda previu lugares na tabela periódica para outros elementos, que foram descobertos anos mais tarde. Desta forma, a disposição dos elementos na tabela periódica ficou com um parâmetro mais adequado, que persiste até hoje. Cientistas posteriores foram determinando os números de prótons de outros elementos a partir desta técnica.

Ainda em 1913 enunciou a lei de Moseley, que estabelece a relação entre a frequência de um raio röntgen, emitido por um átomo, e os níveis de energia entre os quais um elétron salta. Moseley planejou continuar sua pesquisa sobre física em Oxford, assim renunciou a Manchester. Mas seus planos não seguiram em frente, pois, quando a Primeira Guerra Mundial estourou, ele decidiu se alistar no exército britânico. Morreu em combate em 1915, durante a Campanha de Galípoli, na Turquia.

Graças ao seus estudos a tabela periódica adquiriu sua forma definitiva.

Fonte:http://pt.wikipedia.org/wiki/Henry_Moseley

Gênios da Química #31: Ernest Rutherford

 

Ernest Rutherford nasceu em Nelson, Nova Zelândia, a 30 de Agosto de 1871. Estudou matemática e física no Canterbury College, em Christchurch e com o auxílio de uma bolsa de estudo, ingressou em 1895 no Cavendish Laboratory, em Cambridge.    Foi professor de física e química na McGill University (Canadá), de 1898 a 1907 e na Manchester University (Inglaterra), de 1907 a 1919. Em 1919, sucedeu J. J. Thomson na direcção do Cavendish Laboratory, cargo que exerceu até ao resto da sua vida e onde realizou importantes investigações.    Em 1932 detetou, juntamente com Walton e Cockroft a captura de um protão pelo Litio 7, decompondo-se em duas partículas alfa e libertando energia. Dois anos mais tarde, conseguiu, com Oliphant e Harteck efetuar a fusão de dois deuterões que se transformam em hélio 3 e um neutrão, ou em trítio e um protão (libertando-se energia em qualquer das reações).    Atualmente considerado o fundador da Física Nuclear, Rutherford introduziu o conceito de núcleo atómico ao investigar a dispersão das partículas alfa por folhas delgadas de metal. Rutherford verificou que a grande maioria das partículas atravessava a folha sem se desviar e concluiu, com base nessas observações e em cálculos, que os átomos de ouro - e, por extensão, quaisquer átomos - eram estruturas praticamente vazias, e não esferas maciças. Rutherford também descobriu a existência dos protões, as partículas com carga positiva que se encontram no núcleo.    Pelas suas investigações sobre a desintegração dos elementos e a química das substâncias radioativas, obteve em 1908 o Prémio Nobel da Química. Foi também presidente da Royal Society (1925-1930), e homenageado em 1931 com o título de primeiro barão de Rutherford de Nelson e Cambridge.
Faleceu em Cambridge, Inglaterra, a 19 de Outubro de 1937.

Fonte:  http://www.explicatorium.com/Rutherford.php

Falhas do Modelo Atômico de Rutherford

O modelo atômico proposto por Rutherford seria o primeiro a partir de uma experimentação, e marcaria uma nova forma de se fazer ciência. Entretanto, seus resultados surpreenderam ao próprio Rutherford, “ao descobrir que algumas das partículas alfa retornavam, ou seja, eram refletidas pela lâmina. Para explicar os resultados, Rutherford supôs o átomo constituído por um núcleo positivo extremamente pequeno (com raio da ordem de 10^-14 m) localizado no centro de uma esfera muito maior (com raio da ordem de 10^-10 m), na qual a carga negativa dos elétrons se acha mais ou menos uniformemente distribuída. As partículas alfa que retornam são as que chegam tão próximas do núcleo que sofrem a ação de sua intensa força repulsiva. Quase todas as demais partículas são apenas ligeiramente desviadas (ou prosseguem sem desvios), porque ao atravessar o átomo, passam longe do núcleo, em regiões onde a força repulsiva é menor”¹.

Entretanto, nem tudo é êxito nas ciências experimentais, e muito progresso científico se dá pelo erro e pela improvisação. O modelo atômico proposto por Rutherford parecia ser a solução completa para o problema da estrutura atômica. Sua teoria mostrava que os elétrons não poderiam estar estacionários como o proposto por Thomson, devido a forte atração eletrostática imposta pelo núcleo. De acordo com as suas proposições, a única solução seria apontar uma movimentação eletrônica em órbitas, as quais poderiam ser comparadas com a dos planetas, sempre ao redor do núcleo.

Para Rutherford, o átomo teria um núcleo positivo, que seria muito pequeno em relação ao todo, mas teria grande massa e, ao redor deste, os elétrons, que descreveriam órbitas circulares em altas velocidades, para não serem atraídos e caírem sobre o núcleo. A eletrosfera – local onde se situam os elétrons – seria cerca de dez mil vezes maior do que o núcleo atômico, e entre eles haveria um espaço vazio. A falha do modelo de Rutherford é mostrada pela teoria do eletromagnetismo, que aponta que toda partícula com carga elétrica submetida a uma aceleração origina a emissão de uma onda eletromagnética. O elétron em seu movimento orbital está submetido a uma aceleração centrípeta e, portanto, emitirá energia na forma de onda eletromagnética.

Dessa forma, o novo átomo proposto estaria violando as leis eletromagnéticas conhecidas na época, segundo as quais o elétron deveria descrever em torno do núcleo órbitas cada vez menores, até o momento em que acabaria se precipitando sobre o núcleo. Entretanto, verifica-se que a matéria que conhecemos possui a estabilidade não prevista pelo modelo de Rutherford, o que viria a ser explicado alguns anos mais tarde por Bohr na proposição de um novo modelo para o átomo.

Fonte:http://www.infoescola.com/quimica/falhas-do-modelo-atomico-de-rutherford/

O Vazio de Rutherford

O modelo atômico proposto por Thomson trazia o acréscimo da carga elétrica  em relação aos seus antecessores, o que resolvia muitos problemas de natureza empírica para a época. Dessa forma, manteve-se inalterado e praticamente inquestionável durante quase uma década, tempo considerável para um assunto que acelerava muito no momento. O átomo proposto por Thomson trazia uma esfera positiva sobre a qual esferas menores estariam incrustadas, as quais eram desprendidas em fenômenos de natureza elétrica. Ficou, pelo seu formato, conhecido no mundo acadêmico como pudim de passas.

O átomo de Thomson, porém, assim como todos os propostos até então, era teórico, ou seja, não partia de dados experimentais. Em 1911, seu modelo de átomo sofreu uma mudança radical pelos trabalhos de Ernest Rutherford na Universidade de Manchester, apesar de Rutherford não ter essa intenção. No princípio do século XX ainda não se dispunha das modernas máquinas aceleradoras de partículas, quase comuns hoje em laboratórios de grande instituições, para produzir feixes de partículas com altas energias; se dispunha apenas de substâncias radioativas naturais como única fonte de partículas carregadas, as quais são as partículas alfa (formadas por núcleos de hélio) e as partículas beta (formadas por elétrons).

Rutherford, em 1911, viria a realizar um experimento que ficaria conhecido no mundo todo e até hoje povoaria os livros didáticos de química do mundo inteiro. Junto com seus colaboradores Geiger e Marsden, observava os efeitos de um feixe de partículas radioativas alfa sobre uma fina lâmina de ouro. Até então, muito pouco se conhecia a respeito das emissões radioativas, apenas se utilizava determinadas substâncias que apresentavam a propriedade de emissão e impregnação de filmes fotográficos, processo descoberto também por acaso.

Sabe-se hoje que o objetivo principal da experiência realizada por Rutherford era observar as direções em que se desviavam as partículas ao atravessarem a folha de ouro, por meio de uma espécie de filme fotográfico que era colocado atrás da lâmina. Caso as partículas incidissem sobre essa lâmina e retornassem, estaria oferecendo subsídios experimentais ao modelo atômico de Thomson. Entretanto, sobretudo os elevados desvios observados nas partículas, colocava em xeque o modelo proposto por Thomson, que não era capaz de explicar a sua razão.

Se poderia explicar as observações somente a partir de um modelo novo para o átomo. Dessa forma, “o físico neozelandês Ernest Rutherford (1871 – 1937) realizou em 1911 um célebre conjunto de experiências que lhe permitiu concluir que o átomo é constituído por um minúsculo núcleo positivo circundado por uma região muitíssimo mais extensa, na qual está dispersa a carga negativa”¹. Dessa forma, Rutherford concluiu suas experiências afirmando que toda a carga positiva, assim como toda a massa, de um átomo estavam concentradas em uma região extremamente pequena, o seu núcleo, sendo que a maior parte do átomo é composta pelo espaço vazio.

Fonte:  http://www.infoescola.com/quimica/o-vazio-de-rutherford/

Átomo de Hidrogênio Por Niels Bohr

No início do século passado, Ernest Rutherford deduziu que um átomo é formado de um núcleo pequeno e denso, onde residem os prótons (cargas positivas) e igual número de elétrons (cargas negativas), habitando a periferia. Este modelo ficou conhecido como modelo planetário ¹.

Embora bastante intuitivo, este modelo para o “átomo” já nasceu “condenado à morte” pois de acordo com a teoria clássica, num átomo como este os elétrons estariam irradiando energia em forma de ondas eletromagnéticas constantemente e em pouco tempo colapsariam sobre o núcleo, aniquilando completamente a matéria.

Além disso, as emissões observadas (se é que seria possível) deveria o ser em todos os comprimentos de onda uma vez que os elétrons descreveriam trajetórias helicoidais contínua emitindo em todas as frequências antes de “caírem” sobre o núcleo.

Foi então que, em 1913, o físico dinamarquês Niels Bohr desenvolveu um novo modelo para explicar a estabilidade da matéria e a emissão do espectro em raias definidas em cada elemento.

Esse modelo embora ainda não “funcionasse” para átomos mais pesados, explicou com perfeição os fenômenos como o espectro de emissão e absorção do hidrogênio. O hidrogênio é o átomo mais simples que existe: seu núcleo tem apenas um próton e só há um elétron orbitando em torno desse núcleo. Para explicar a evidente estabilidade do átomo de hidrogênio e, de quebra, a aparência das séries de linhas espectrais desse elemento,

Bohr propôs alguns “postulados”.

1) O elétron gira em torno do núcleo em uma órbita circular, como um satélite em torno de um planeta, mantendo-se nessa órbita às custas da força elétrica atrativa entre cargas de sinais opostos.

2) A órbita circular do elétron não pode ter qualquer raio. Só alguns valores são permitidos para os raios das órbitas.

3) Em cada órbita permitida, o elétron tem uma energia constante e bem definida, dada por: E = E₁ / n2, onde E1 é a energia da órbita de raio mínimo. Bohr deu uma fórmula para E1:

Observemos o sinal negativo nessa fórmula. Quanto menor o n, mais interna será a órbita (menor o raio) e mais negativa será a energia do elétron. Os físicos usam energias negativas para indicar que algo está ligado, “confinado” a alguma região do espaço.

4) Enquanto estiver em uma de suas órbitas permitidas, o elétron não emite nem recebe nenhuma energia.

5) Quando um elétron muda de órbita o átomo emite ou absorve um “quantum” de energia luminosa.

Os níveis de energia são representados como na figura abaixo. Vários cientistas pesquisaram as transições nos diversos níveis. Daí termos várias séries

Níveis de energia do átomo de hidrogênio

Linhas mais intensas da Série de Balmer

Notas:

¹ Em 1908, Rutherford realizou sua famosa experiência, que viria a se constituir a sua mais brilhante contribuição (dentre tantas outras) para as ciências Físicas. O experimento consistiu em bombardear com partículas alfa uma folha de ouro muito fina. O experimento mostrou que a grande maioria das partículas atravessava a folha sem se desviar, enquanto outras desviavam. Fundamentado nestas observações e em cálculos, concluiu que os átomos de ouro – e, por extensão, quaisquer átomos – eram estruturas praticamente vazias, e não esferas maciças. Em seu interior estaria concentrada toda a carga positiva, responsável pelo desvio de um pequeno número de partículas alfa. Na periferia desta região, chamada núcleo, orbitam os elétrons. Com isso, o modela elaborado pelo cientista era o de um sistema semelhante ao solar: um núcleo central grande, rodeado de partículas móveis.

Fonte:http://www.infoescola.com/quimica/atomo-de-hidrogenio-por-niels-bohr/

O Átomo Antes de Rutherford

 

As ideias sobre a descontinuidade da matéria, ou seja, sobre a possibilidade da existência de uma última partícula não fragmentável, remontam à época dos antigos filósofos gregos, há mais de 2000 anos. Destacaram-se nessas especulações Leucipo e Demócrito. Atribui-se a eles a noção, pela primeira vez na história levantada, de que a matéria é uma combinação de pequenas partes minúsculas, indivisíveis ou inseparáveis, às quais deram o nome de átomo, que, em grego, significa indivisível. O átomo foi assim considerado como a unidade básica, indivisível ou indestrutível, de toda matéria. Na época também havia os defensores da continuidade da matéria, ou seja, filósofos que argumentavam com igual convicção sobre uma possibilidade de divisão desta sem limite.

Entretanto, por muito tempo esses ensaios intelectuais confundiram aqueles que se propuseram a estudar o assunto, pois estiveram sempre repletos de dúvidas e incertezas. Dessa forma, as unidades da matéria seriam um ponto mais místico do que fundamentado ainda por muito tempo. Conhecimentos com raízes científicas foram, pela primeira vez, levantados no século XIX quando John Dalton formulou sua teoria atômica. As observações de Dalton partiram do fato de que muitas substâncias químicas podiam decompor-se em outras muito mais simples, as quais foram mais tardes denominadas elementos. Tal fato foi possível a partir das observações de Proust.

Proust formulou a lei das proporções fixas e definidas, mas não sem antes realizar criteriosas experiências que puderam demonstrar que dois ou mais elementos se combinam quimicamente para formar uma determinada substância, e que as quantidades relativas desses elementos têm que ajustar-se criteriosamente a uma proporção definida, de modo que não haja sobra de elementos quando terminada a reação. Por exemplo, se o elemento hidrogênio e o elemento oxigênio se combinam para formar a substância água, a proporção entre eles devia ser de 1:8, em massa, visto que se dispunha apenas de um instrumento para análise, que era a balança.

Dalton sugeriu ainda o que viria a ser conhecido como a lei das proporções múltiplas. Segundo essa lei, quando há combinação de dois ou mais elementos para formação de uma determinada série de compostos, esses elementos os fazem sempre de forma tal que sigam uma relação numérica simples. Por exemplo, os elementos oxigênio e hidrogênio combinam-se para formar a substância água, como já mencionado, na proporção em massa de 8:1. Contudo, podem também combinar-se para formar a água oxigenada, no qual a proporção será o dobro, ou seja, 16:1.

Dessa forma, partindo sempre de uma experimentação, Dalton convenceu-se de que cada elemento químico era constituído de pequenas unidades, sendo essas maciças e indivisíveis, todas iguais entre si: estava laboratorialmente comprovado o átomo da filosofia grega. O trabalho de Dalton teve fundamental importância para a química, pois trouxe uma vez mais a estrutura da matéria para o foco das atenções, agora não apenas dos filósofos, mas também dos cientistas.

Fonte:http://www.infoescola.com/quimica/o-atomo-antes-de-rutherford/

A Descoberta da Terceira Partícula Subatômica: O Nêutron

Quando Ernerst Rutherford (1871-1937) fez o seu famoso experimento com um feixe de partículas alfa, e propôs um novo modelo para o átomo, houve algumas controvérsias.

Uma delas era que, segundo ele, o átomo teria um núcleo composto de partículas positivas denominadas prótons. No entanto, percebeu-se que se no núcleo do átomo houvesse mais de um próton, isto comprometeria a estabilidade do núcleo, porque os prótons, como partículas positivas, iriam sofrer uma força de repulsão. Elas iriam se repelir e o núcleo iria desmoronar.

Sabemos muito bem que isto não ocorre e que os átomos de fato existem. Assim, Rutherford admitiu que existiam no núcleo outras partículas semelhantes aos prótons, porém sem carga elétrica. Isto explicaria esta aparente contradição, pois tais partículas neutras diminuiriam a repulsão entre os prótons e aumentaria a estabilidade do núcleo. O seu modelo atômico ficou, portanto, conforme aparece abaixo, com partículas positivas (prótons) e neutras (nêutrons) no núcleo.

 
Núcleo do modelo atômico de Rutherford

Entretanto, esse fato só foi comprovado em 1932, quando o cientistas James Chadwick utilizou o Princípio de Conservação da Quantidade de Movimento, que diz que se a resultante das forças externas que atuam sobre o sistema for nula, o movimento total de um sistema permanecerá inalterado. Ele fez com que feixes de partículas alfa colidissem com o elemento berílio. Com isso, apareceu um tipo de radiação diferente. Depois de fazer vários cálculos e medir a massa dessas partículas, ele verificou que o núcleo do berílio radioativo emite partículas sem carga elétrica e de massa praticamente igual à dos prótons.
Ele próprio denominou essas partículas de nêutrons. De certa maneira, os nêutrons “isolam” os prótons, evitando suas repulsões e o consequente “desmoronamento” do núcleo.

*Características do nêutron:

Em relação às outras partículas subatômicas, temos:

Tabela de Características do nêutron e das outras partículas subatômicas

Experiências posteriores confirmaram que os prótons e os nêutrons são formados por outras partículas, denominadas quarks (udd – dois deles "down" e um "up"). Quando está ligado ao núcleo, os prótons e os nêutrons se mantêm unidos pela força forte, que é responsável, também, pela união dos quarks dentro dos prótons e nêutrons.

Quando livre, o nêutron é instável, decaindo em cerca de 10 minutos, gerando um próton e emitindo um elétron e um antineutrino.

Decaimento do nêutron livre.

Fonte:  http://www.mundoeducacao.com.br/quimica/a-descoberta-terceira-particula-subatomica-neutron.htm

Tudo Se Transforma #1: História da Química - Rutherford