Materiais de Engenharia
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determinantes e conseqüências para o
mercado de minério de ferro”, Tese de doutoramento, EPUSP, São Paulo, 1995.

32 CAPÍTULO 1

O Átomo

Introdução histórica

A constituição da matéria desperta a curiosidade do homem há milhares
de anos. As primeiras reflexões sistemáticas que se tem notícia sobre esse
tema remontam à época dos antigos filósofos gregos.

Alguns destes filósofos defendiam a idéia de que a matéria não é contí-
nua, isto é, ela é constituída de pequenas partes denominadas átomos.

O primeiro defensor da teoria atômica foi o filósofo grego Demócrito
(520-440 a.C.), natural de Abdera, na Trácia e discípulo de Leucipo. Segundo
ele, as grandes massas são compostas de corpúsculos indivisíveis, ingênitos e
eternos. Demócrito também aparece na história do pensamento como o pri-
meiro representante formal do materialismo e do ateísmo.

Na verdade, o nome átomo foi introduzido por Epicuro (341-270 a.C.),
natural de Samos, que adotou o materialismo atomista da escola de Abdera,
ligeiramente modificado em um ponto. Os átomos, cujo movimento era, se-
gundo Demócrito, fatal e necessário, têm, segundo Epicuro, a faculdade de se
desviarem espontaneamente da linha reta.

Os filósofos romanos não acrescentaram nada de novo às idéias de
Demócrito, embora Tito Lucrécio Caro, por volta de 80 a.C., tenha dado no
seu poema De rerum natura, forma rítmica às doutrinas de Epicuro. Lucrécio
Caro era no entanto muito melhor poeta do que filósofo.

Por incrível que possa parecer, nos 17 séculos subsequentes, à exceção
de uma ou outra citação isolada, nenhuma contribuição significativa à teoria
atomística da matéria foi feita.

Por volta de 1805, o cientista inglês John Dalton (1766-1844) formulou
as leis das proporções definidas e das proporções múltiplas. A lei das propor-
ções constantes é também conhecida como Lei de Proust em homenagem ao

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33

francês Louis Joseph Proust (1754-1826), que a enunciou pela primeira vez
em 1801.

Com base nas leis ponderais, Dalton elaborou a seguinte teoria atômica:

i) a matéria é constituída de pequenas partículas chamadas átomos;
ii) o átomo é indivisível e sua massa e seu tamanho são característicos para
cada elemento químico;
iii) os compostos são formados de átomos de diferentes elementos químicos.

Para Dalton, o átomo era esférico, maciço, indivisível, homogêneo e sua
massa e seu volume variavam de um elemento químico para outro.

Em 1811, o italiano Amedeo Avogadro (1776-1856) complementou a
teoria atômica de Dalton introduzindo o conceito de molécula. Mais tarde,
em 1883, Sir William Thomson (1824-1907), Lord Kelvin, fez a primeira
estimativa do tamanho do átomos e moléculas (cerca de 10-8 cm).

Em 1897, Sir J.J. Thomson (1856-1940) ao estudar os raios catódicos
conseguiu desviá-los com um campo eletrostático, e determinou a relação da
carga com a massa, e/m , para as partículas que os constituíam. A partir da
comparação do valor obtido para os raios catódicos com resultados de experi-
ências similares realizadas com íons de hidrogênio pode-se concluir que os
raios catódicos são constituídos de elétrons.

O modelo de átomo de J.J. Thomson

J.J. Thomson havia descoberto experimentalmente que o átomo era
constituído de partículas com carga elétrica positiva, denominadas mais tarde
de prótons, e de partículas carregadas negativamente, às quais ele deu o nome
de elétrons.

Em 1904, J.J. Thomson, seguindo sugestões de Lord Kelvin, formulou
um modelo em que o átomo era uma esfera de eletricidade positiva e no seu
interior estavam distribuídos os elétrons de carga negativa como as “passas
dentro de um bolo”. Como a matéria é geralmente eletricamente neutra,
considerou-se que o número de prótons e de elétrons devia ser o mesmo, a
fim de se neutralizarem.

34 CAPÍTULO 2

O modelo de átomo de Rutherford

Ernest Rutherford (1871-1937) trabalhava em 1911 na Universidade de
Manchester (onde Dalton também foi catedrático) com espalhamento de par-
tículas alfa por lâminas finas de diversos materiais. Como você deve estar
lembrado, as partículas alfa possuem carga +2 e massa 4.

Auxiliado por Geiger e Marsden, ele chega a conclusão que a massa e a
carga elétrica positiva do átomo estava concentrada em uma região central
muito pequena (núcleo), e os elétrons girariam em torno do núcleo, atraídos
eletricamente e formando a eletrosfera do átomo, à semelhança do nosso
sistema planetário.

A figura 2.1 apresenta esquematicamente o modelo de átomo de Ru-
therford.

O modelo de Rutherford apresentava uma séria contradição. Os elétrons
em movimento ao redor do núcleo deveriam emitir energia na forma de ondas
eletromagnéticas, pois de acordo com a teoria clássica do magnetismo “toda
carga elétrica acelerada irradia energia na forma de ondas eletromagnéticas”.
Portanto, os elétrons perderiam energia neste processo giratório e se precipi-
tariam sobre o núcleo do átomo, conforme ilustra a figura 2.2. Desta maneira
o átomo entraria em colapso e a matéria estaria se contraindo!

Figura 2.1 — Modelo de átomo de Rutherford.

O ÁTOMO 35

O modelo de átomo de Bohr

O jovem físico dinamarquês Niels Henrik David Bohr (1885-1962) tra-
balhava em 1913 sob orientação de Rutherford em Cambridge. Ele tentava
interpretar os espectros de absorção da luz observados experimentalmente.

A mecânica clássica não conseguia explicar a ocorrência dos referidos
espectros. Para explicar os resultados obtidos, ele estabeleceu postulados que
mais tarde seriam obtidos a partir da mecânica quântica. As bases da mecâni-
ca quântica tinham sido propostas pelo físico alemão Max Planck (1858-
1947) em 1900 e somente em 1926 esta teoria estaria praticamente completa.

O primeiro postulado de Bohr afirma que os elétrons de um átomo
somente podem mover-se em determinadas órbitas circulares ao redor do
núcleo sem absorverem nem emitirem energia (vide figura 2.3). Átomos
grandes apresentam até 7 destas órbitas, que receberam o nome de níveis
eletrônicos. A partir do núcleo tem-se os seguintes níveis ou camadas com os
respectivos números máximos de elétrons apresentados entre parêntesis:
K(2), L(8), M(18), N(32), O(50), P(72) e Q(98).

O segundo postulado de Bohr afirma que, em circunstâncias apropria-
das, o elétron pode passar de um nível para outro. Por exemplo, fornecendo-
se energia (calor, eletricidade, etc.) a um átomo, um ou mais elétrons podem
absorver esta energia passando para estados energéticos mais elevados. Se o
átomo adquire energia suficiente, o elétron pode separar-se do átomo, ficando

Figura 2.2 — O elétron precipitando-se sobre o núcleo do átomo.

36 CAPÍTULO 2

este ionizado. Em caso contrário, se o elétron passa de uma órbita de maior
energia para uma órbita de menor energia, como conseqüência desta transi-
ção ele emitirá radiação.

A energia radiante, emitida ou absorvida aparecerá como um fóton de
freqüência ν, segundo a equação:

Ei − Er = hν

onde
Ei = energia inicial;
Ef = energia final;
h = constante de Planck (6,6262 10-34 Js)
ν = freqüência da radiação.

Se Ef > Ei , o átomo absorverá um fóton. Se, ao contrário, Ei > Ef
emitirá um fóton. Nos dois casos, o fóton terá freqüência proporcional à
diferença de energia.

A teoria de Bohr foi mais tarde generalizada e modificada com base na
mecânica quântica. Apesar da sua grande importância, a teoria de Bohr não
foi capaz de explicar alguns problemas relevantes como por exemplo, a não
ocorrência de transições entre determinados estados estacionários.

Hoje se sabe que a mecânica clássica, usada por Bohr, jamais poderia
explicar satisfatoriamente as propriedades dos elétrons nos átomos.

Figura 2.3 — Representação do átomo de
alumínio segundo o modelo de Bohr.

O ÁTOMO 37

O modelo de átomo de Sommerfeld

O físico alemão Arnold Sommerfeld (1868-1953) propôs, em 1916,
que os elétrons de um mesmo nível não estão igualmente distanciados do
núcleo porque as trajetórias, além de circulares, como propunha Bohr, tam-
bém podem ser elípticas.

Sommerfeld, manteve invariável a primeira órbita circular de Bohr, mas
adicionou uma órbita elíptica