Atomistica

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Centro de Ensino Superior de Foz do Iguaçu- CESUFOZ
Aluna: Gabriela Farina
Professor: Edvaldo Tonin
ATOMÍSTICA
Foz do Iguaçu, 26 de setembro de 2017.
INTRODUÇÃO
Desde a Antiguidade o ser humano procura entender os elementos formadores da matéria. Durante séculos foram os filósofos que buscaram conhecimento sobre isso. O problema era que a filosofia não se baseava no método científico. Com o passar do tempo, o conhecimento sobre a matéria começou a ser estudado com o método científico. 
Os cientistas começaram a pensar que a matéria deveria ser formada por minúsculas partículas indivisíveis, que foram chamadas de átomos (A= sem; TOMO= divisão). Como os átomos são minúsculos, os cientistas criaram os modelos atômicos para poderem ser estudados. 
MODELOS ATÔMICOS
Os modelos atômicos procuram responder 3 questões: Qual é a estrutura da matéria? De que forma ela se expressa? E prever fenômenos associados a ela.
MODELO DE DALTON- Foi criado em 1803, por John Dalton, que apresentou quatro conclusões sobre a matéria:
A matéria é formada por pequenas partículas que não se dividem, que são os átomos;
A diferença entre os átomos está na massa;
Quando dois ou mais elementos se unem, ocorre a combinação química;
Nas reações químicas, os átomos não são destruídos nem criados.
(Bola de bilhar)
Hoje já sabemos que algumas ideias de Dalton estavam erradas, mas, para a época, era uma inovação.
A descoberta do elétron: Na década de 1850, os ingleses Geissler e Crookes, desenvolveram um tubo de descarga par investigar a condução de corrente elétrica em gases. Como resultado obtiveram um feixe luminoso (raios catódicos) que nada mais era do que a trajetória deixada por um feixe de elétrons.
(Tubos usados por Crookes)
MODELO DE THOMSON: Em 1897, o cientista Joseph John Thomson foi quem denominou os elétrons. Mas apenas em 1898 que propôs que os átomos são formados por uma esfera de matéria positiva e também por elétrons, carregados negativamente. Dessa forma, essa esfera composta por partículas positivas e negativas seria nula. 
 
(Pudim de passas)
Um tempo depois o modelo de Thomson foi refutado. No entanto, os químicos até hoje reconhecem o mérito de Thomson em perceber que há partículas menores que os átomos (as partículas subatômicas).
Radioatividade: Em 1896, o físico francês Henri Becquerel notou que sais de urânio originavam ‘’radiações’’ ionizantes, provenientes do núcleo desse elemento. Mais tarde o casal Curie descobriria os elementos rádio e polônio. 
Radiação alfa- é formada por partículas e é formada por dois prótons e dois nêutrons. É positiva.
Radiação beta- é formada por elétrons que são expelidos do átomo com velocidade alta. É negativa.
Radiação Gama- não é uma partícula, é uma radiação de alta energia e não possui carga.
Atualmente, as pesquisas em radioatividade estão muito mais avançadas. Além do urânio, já se conhecem outros átomos radioativos.
As emissões alfa do Po foram fundamentais no modelo Rutherford.
MODELO DE RUTHERFORD: Em 1911 o físico neozelandês Ernest Rutherford, bombardeou uma fina lâmina de ouro com partículas alfa provenientes de uma amostra de Polônio, observando que a maioria das mesmas atravessava a lâmina. Concluiu que o átomo não era maciço, como pensava Thomson e sim que apresentava mais espaço vazio do que matéria compacta.
A região que concentrava a massa e a carga positiva localizava-se no centro (núcleo) cercado por elétrons periféricos em movimento.
 (Modelo de Rutherford)
MODELO DE BOHR: Niels Bohr, em 1913 Sugeriu que os elétrons girariam ao redor do núcleo em órbitas circulares, chamadas de níveis ou camadas. Esse modelo de Bohr, que ficou conhecido como modelo de Rutherford-Bohr, também é chamado como “modelo planetário”, pois lembra o Sistema Solar, com os vários planetas girando ao redor do Sol.
Cada elemento químico teria quantidades específicas de prótons e elétrons;
As órbitas circulares distribuíam-se em sete camadas, denominando-as (K, L, M, N, O, P e Q);
Cada camada contém um número máximo de elétrons.
Quando um elétron passa a um nível superior ele absorve energia e, retornando ao nível original emite/libera energia na forma de um quantum ou fóton.
CARACTERÍSTICAS DAS LETRAS QUE ESCREVEM O ALFABETO DA NATUREZA – OS ÁTOMOS.
O número atômico (Z) de um átomo corresponde ao seu número de prótons.
O número de nêutron (n) indica a quantidade de nêutrons no núcleo atômico.
O número de massa (A) é o que determina a massa de um átomo, pois os elétrons são partículas com massa desprezível, não tendo influência significativa na massa dos átomos. O número de massa (A) é a soma do número de prótons (p) e do número de nêutrons (n) presentes no núcleo de um átomo.
ÍONS: CÁTIONS E ÂNIONS
Um átomo é eletricamente neutro, quando o número de prótons é igual ao número de nêutrons. Desta forma uma carga positiva anula uma carga negativa mantendo o átomo neutro.
Quando um átomo ganha ou perde elétrons ele se transforma em uma partícula eletrizada chamada ÍON. Para diferenciar os íons positivos dos íons negativos, usamos os termos CÁTIONS (íons positivos) e ÂNIONS (íons negativos).
FENÔMENOS ATÔMICOS 
Isótopos: É o fenômeno no qual os átomos apresentam o mesmo número de prótons, mas quantidades diferentes de nêutrons. Estes átomos são chamados de Isótopos. Em geral, todos os elementos químicos contem isótopos. 
Isóbaros: São átomos que apresentam diferentes números atômicos, mas mesmo número de massa. Átomos esses denominados de isóbaros. 
Isótonos: Podemos ainda encontrar na natureza elementos químicos distintos, que têm números de massa diferentes, mas o mesmo número de nêutrons. Esses átomos recebem o nome de isótonos.
TABELA PERIÓDICA
A tabela periódica surgiu para agrupar os elementos que têm propriedades químicas e físicas semelhantes, ou seja, ela organiza os metais, semimetais, não metais, gases nobres, dentre outros, em grupos divididos de forma a facilitar sua localização.
As principais famílias são:
Família I A: metais alcalinos
Família II A: metais alcalino-terrosos
Família III A: família do Boro
Família IV A: família do Carbono
Família V A: família do Nitrogênio
Família VI A: Calcogênios
Família VII A: Halogênios
Família 0: Gases Nobres
Através da tabela periódica podemos saber sobre a massa atômica, número atômico e distribuição eletrônica dos átomos, sem falar das propriedades periódicas que são usadas para relacionar as propriedades dos elementos com suas estruturas atômicas. 
Raio atômico: se refere ao tamanho do átomo. Quanto maior o número de níveis, maior será o tamanho do átomo. O átomo que possui o maior número de prótons exerce maior atração sobre seus elétrons.
Em outras palavras, raio atômico é a distância do núcleo de um átomo à sua eletrosfera na camada mais externa. Porém, como o átomo não é rígido, calcula-se o raio atômico médio pela metade da distância entre os centros dos núcleos de dois átomos de mesmo elemento numa ligação química em estado sólido.
MASSA ATÔMICA
A massa atômica é o valor médio dos números de massa de um elemento químico, considerando-se as proporções dos isótopos desse elemento existentes na natureza. Dessa forma, qual o número de massa do cloro? Como ele tem dois isótopos, o cloro 35 e o cloro 37, a massa atômica dele é 35,453. Assim, não estranhe quando aparecerem números quebrados para representar massa atômica de um elemento.
MASSA MOLECULAR
A massa molecular é a soma das massas atômicas de um composto, levando-se em conta a quantidade de cada elemento presente nesse composto. Como exemplo, vamos calcular a massa da molécula de água. As massas atômicas dos elementos são dadas abaixo:
Massa atômica do hidrogênio = 1;
Massa atômica do oxigênio = 16.
Sabemos que a fórmula da molécula de água é representada por 2 átomos dehidrogênio e 1 átomo de oxigênio (H2O). Dessa forma, sua massa molecular é: 
H2O → (2 x 1) + 16 = 18
Assim, a massa molecular (m.m) da água é igual a 18.
A ELETROSFERA
Cada elétron de um átomo é caracterizado por quatro números quânticos, que são: principal (n), secundário ou azimutal (l), magnético (m ou ml) e spin (s ou mS).
CAMADA OU NÍVEL- É a região do átomo onde o elétron se move sem perder energia, indicando a distância que o elétron se encontra do núcleo, determinando assim a energia potencial do elétron.
Número Quântico Principal (n) → indica a camada em que o elétron se encontra.
SUBNÍVEL- O trabalho de Bohr despertou o interesse de vários cientistas, um deles, Sommerfield, percebeu, em 1916, que as camadas obtidas por Bohr eram na verdade um conjunto de camadas mais finas e supôs então que os níveis de energia estariam divididos em regiões ainda menores, por ele denominadas subníveis de energia. 
Cada subnível foi identificado com uma letra: s, p, d ou f (letras relacionadas às palavras do inglês: sharp, principal, diffuse e fundamental; visto a descrição do comportamento de cada orbital).
Existe uma ordem crescente de energia nos subníveis (Números quânticos secundários) 
Os elétrons de um mesmo subnível contêm a mesma quantidade de energia;
O preenchimento da eletrosfera pelos elétrons em subníveis obedece à ordem crescente de energia definida pelo diagrama de Linus Pauling. 
	1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f < 5d < 6p < 7s < 5f < 6d< 7p
O número quântico magnético (m) indica a orientação dos orbitais (região de máxima probabilidade de se encontrar o elétron no átomo) no espaço. Os seus valores podem variar.
Para entender como determinar esse número quântico, temos de realizar uma representação gráfica dos elétrons em orbitais. Isso é feito geralmente indicando um orbital por um quadrado. Por exemplo, o subnível s só possui um orbital, pois ele tem só uma forma em relação a qualquer orientação espacial, que é esférica.
O número quântico do spin (s) mostra o sentido da rotação do elétron.
Dois elétrons num mesmo orbital não se repelem porque cada elétron gira ao redor de seu próprio eixo no sentido horário ou anti-horário. Dois elétrons no orbital giram em sentidos opostos, anulando o magnetismo um do outro e proporcionando um sistema mais estável. Assim, em função dos sentidos de rotação para os elétrons, são conhecidos dois valores para o spin:
s= +1/2 e -1/2
LIGAÇÕES QUÍMICAS
A formação de substâncias é resultado da união dos átomos afim de seguir uma tendência geral da natureza: procurar atingir uma situação ou estado de maior equilíbrio ou estabilidade.
Ligação iônica ou eletrovalente é a atração eletrostática entre íons de cargas opostas num retículo cristalino. Esses íons formam-se pela transferência de elétrons dos átomos de um elemento para os átomos de outro elemento. Para se formar uma ligação iônica, é necessário que os átomos de um dos elementos tenham tendência a ceder elétrons e os átomos do outro elemento tenham tendência a receber elétrons. Os átomos com tendência a ceder elétrons apresentam 1, 2 ou 3 elétrons na camada de valência. Os átomos com tendência a receber elétrons apresentam 4, 5 6 ou 7 elétrons na camada de valência. Alguns conceitos: 
 Valência: é o poder de combinação dos elementos. O conceito de valência foi criado por Berzelius, em 1820. 
 Eletrovalência: é a valência do elemento na forma iônica. É igual à carga do seu íon monoatômico. 
Ligação covalente é um par de elétrons compartilhado por dois átomos, sendo um elétron de cada átomo participante da ligação.
Teoria do Octeto: Na natureza, todos os sistemas tendem a adquirir a maior estabilidade possível. Os átomos ligam-se uns aos outros para aumentar a sua estabilidade. Os gases nobres são as únicas substâncias formadas por átomos isolados; conclusão: os átomos dos gases nobres são os únicos estáveis. 
Os átomos dos gases nobres são os únicos que possuem a camada de valência completa, isto é, com 8 elétrons (ou 2, no caso da camada K); conclusão: a saturação da camada de valência com 8 elétrons aumenta a estabilidade do átomo. 
A configuração eletrônica com a camada de valência completa é chamada configuração estável. Os átomos dos gases nobres são os únicos que têm a camada de valência completa. 
 Camada de valência: é a última camada que o átomo apresenta; 
 Elétrons de valência: são os elétrons responsáveis pelas ligações químicas; geralmente estão situados na última camada. 
Os átomos dos elementos ligam-se uns aos outros na tentativa de completar a camada de valência dos seus átomos. Isso pode ser conseguido de diversas maneiras, dando origem a diversos tipos de ligações químicas.
POLARIDADE DAS LIGAÇÕES
É o estudo da influência da eletronegatividade sobre os elétrons que participam de uma ligação, quer seja esta ligação iônica ou covalente.
Lembre-se que eletronegatividade é a medida da atração exercida pelo átomo sobre os elétrons da ligação. 
Nas ligações entre átomos de mesma eletronegatividade, os elétrons ligantes são atraídos com igual intensidade pelos núcleos dos átomos. Com isto não irá ocorrer um deslocamento dos elétrons para nenhum dos átomos, ficando estes elétrons situados a uma mesma distância dos dois núcleos. Com isto não irá ocorrer a formação de regiões dotadas de carga positiva ou negativa na molécula. Classificamos este tipo de ligação como ligação apolar.
FISSÃO E FUSÃO NUCLEAR
Chamamos de fissão nuclear o processo de reação que começa com o choque entre um nêutron e um núcleo instável. O resultado desse processo é a quebra do núcleo, o que explica, inclusive, o nome que recebe – fissão nuclear = divisão do núcleo. Há, com a fissão do núcleo, a produção de novos nêutrons que se chocarão com outros núcleos instáveis, gerando outras fissões, caracterizando um bombardeamento de partículas como um processo em cadeia.
Como exemplo desse processo, podemos citar o núcleo do Urânio que pode sofrer a fissão nuclear e gerar uma quantidade muito grande de energia. Esse elemento é considerado radioativo.
Essa reação acontece de forma natural em decorrência da pressão e da temperatura de ambientes, como é o caso das minas de urânio do Gabão. Essas funcionaram, há 2 bilhões de anos, como um reator natural de fissão.
A fusão nuclear, por sua vez, é um processo que consiste não na divisão, mas na união de núcleos, dando origem a novos elementos químicos. Isso acontece por meio da colisão de dois átomos que, juntos, formam um terceiro mais pesado. Durante o processo há a liberação de energia – e dependendo dos reagentes, pode gerar também um nêutron livre.
Esse processo, no entanto, não acontece de forma natural, uma vez que seus campos eletromagnéticos se repelem. A pressão e a temperatura altas podem fazer com que os eletros se dispersem, tornando possível a colisão.
CONCLUSÃO
Neste trabalho apresentou-se um recorte da teoria atômica, onde concluiu-se que os átomos possuem em prótons e nêutrons no núcleo, cercado por elétrons que residem em orbitais. Os Orbitais são classificados de acordo com os quatro números quânticos que representam a energia do orbital, forma, orientação, e o spin (giro) do elétron ocupado.
Como pode-se notar, elétrons preenchem os orbitais de uma forma sistemática. A configuração de elétrons e o modo como eles se distribuem nos orbitais desempenha um papel vital na química.
Virtualmente todo processo químico confia nas interações entre átomos e elétrons, particularmente na tendência de átomos para seguir a regra do octeto, a tendência para ganhar uns elétrons da camada de valência.
REFERÊNCIAS 
http://www.pucrs.br/quimica/mateus/atomistica
Livro Química Geral- organizadora Kelly Cristina S. de Almeida Picolo. Editora Pearson- p. 8-19
http://educacao.uol.com.br/disciplinas/ciencias/atomos-1-eles-sao-as-letrasdo-alfabeto-que-escreve-a-natureza.htm 
http://www.unisalesiano.edu.br/encontro2007/trabalho/aceitos/PO29562408892.pdf 
http://www.agracadaquimica.com.br/quimica/arealegal/outros/210.pdf 
http://www.colegiomaededeus.com.br/revistacmd/revistacmd_v22011/artig os/a15_remc_cmdset2011.pdf
http://mundoestranho.abril.com.br/materia/o-que-sao-os-aceleradores-departiculas
SILVA JUNIOR, César, 1934 – Ciências: entendendo a natureza: a matéria e a energia – São Paulo: Saraiva, 2001. USBERCO, J.; 
SALVADOR, E. Química. Volume Único, Ed. Saraiva, 2001.
http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/os-quatro-numeros-quanticos.htm
http://www.ufjf.br/cursinho/files/2012/05/apostila_cd.01.381.pdf - P.10-14
http://brasilescola.uol.com.br/fisica/fusao-fissao-nuclear.htm HOME FÍSICA MODERNA	FUSÃO E FISSÃO NUCLEAR	
CESUFOZ- Engenharia Civil- 2º Período