Materiais de Engenharia
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à segunda órbita circular e duas órbitas elípti-
cas à terceira. Nas trajetórias elípticas, o núcleo do átomo se localiza num
dos focos da elipse.

Esses subgrupos de elétrons receberam o nome de subníveis e podem
ser de até 4 tipos: s, p, d e f. Esta designação deriva do inglês: s (“sharp”); p
(“principal”); d (“diffuse”); f (“fine”). O número máximo de elétrons em
cada subnível é 2, 6, 10 e 14, respectivamente. A representação mais utilizada
é s2, p6, d10 e f14.

O diagrama de Pauling

A distribuição eletrônica em níveis e subníveis é facilitada pelo uso do
diagrama de Linus Carl Pauling (1901-1992), o qual é particularmente útil
para átomos grandes.

K 1s

L 2s 2p

M 3s 3p 3d
N 4s 4p 4d 4f
O 5s 5p 5d 5f
P 6s 6p 6d
Q 7s

Por exemplo, os 11 elétrons do sódio (Na) devem ser distribuídos da
seguinte maneira:

11Na: 1s2 2s2 2p6 3s1

38 CAPÍTULO 2

Existe um número grande de elementos químicos com número atômico
alto, que apresentam determinados subníveis incompletos. Estes elementos
são denominados elementos de transição. Um exemplo típico é o átomo de
ferro (Z = 26). Ele apresenta a seguinte distribuição eletrônica:

26Fe: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2

Embora o subnível 3d possa receber até 10 elétrons, 2 elétrons do
subnível 3d acabam ocupando o subnível 4s. O subnível 3d só será totalmen-
te ocupado no caso do cobre (Z = 29):

29Cu: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s1

Os elementos de transição, devido às suas distribuições eletrônicas in-
comuns, apresentam propriedades características, tais como ferromagnetismo
e anomalias no ponto de fusão, nas constantes elásticas e nas suas ligações
químicas.

Quando se faz um tratamento teórico com auxílio da mecânica quântica
para descrever o átomo aparecem quatro números quânticos: número quânti-
co principal, número quântico momento angular orbital, número quântico
orbital magnético e número quântico magnético de spin do elétron. O mais
importante deles, como o próprio nome sugere, é o número quântico princi-
pal, que define a energia do átomo. Em 1925, o físico austríaco Wolfgang
Pauli (1900-1958) propôs que dois elétrons num átomo não podem ter os
mesmos números quânticos (Princípio da exclusão de Pauli).

A figura 2.4, apresenta, em uma representação esquemática, as energias
relativas dos elétrons nos diversos níveis e subníveis em um átomo. Em um
sólido contendo muitos átomos, os níveis e subníveis da figura 2.4 dão ori-
gem às chamadas bandas de energia, que explicam o comportamento dos
isolantes, condutores e semicondutores.

A dualidade do elétron

Em 1924, o francês Louis Victor De Broglie (1892-1987) propôs que
em determinadas circunstâncias as partículas se comportariam como ondas.
Portanto, quando um feixe de elétrons atinge a superfície de um cristal (rede
cristalina) ele deveria sofrer difração. Isto foi observado experimentalmente
logo em seguida (1927).

O ÁTOMO 39

Ao interpretar o comportamento onda-partícula do elétron, o físico ale-
mão Werner Karl Heisenberg (1901-1976) formulou o chamado princípio da
incerteza, segundo o qual não é possível expressar com exatidão a posição e a
quantidade de movimento do elétron em um átomo com uma precisão menor
que a constante de Planck:

∆ x ⋅ ∆ p > h

onde:
∆x = incerteza na posição;
∆p = incerteza na quantidade de movimento linear.

Enquanto a mecânica clássica de Newton supõe que é possível medir
com exatidão no mesmo instante a posição e a velocidade, ou seja, a quanti-
dade de movimento linear, a mecânica quântica estabelece que isto não é
possível e essas variáveis só podem ser tratadas em termos de probabilidades.
Assim, a mecânica clássica fala em raio do átomo, enquanto a mecânica
quântica fala do valor mais provável do raio.

Figura 2.4 — Energia dos elétrons dos diversos níveis e subníveis.

40 CAPÍTULO 2

A figura 2.5 apresenta os dois modelos. Do lado esquerdo (a) é apresen-
tado o modelo clássico de átomo de Bohr e do lado direito (b) é apresentado
o modelo quântico. No modelo quântico, o elétron pode ser visualizado como
uma espécie de “névoa de eletricidade” ao invés de uma simples partícula.

Alguns números importantes

Todos os átomos, com exceção do átomo de hidrogênio, possuem uma
massa maior do que a que teriam, se fosse levado em conta apenas o número
de prótons de seus núcleos. Em 1932, James Chadwick descobriu outra partí-
cula denominada nêutron.

Cada átomo consiste de um núcleo muito pequeno, composto de pró-
tons e nêutrons (núcleons). Este núcleo é envolvido pelos elétrons. Os elé-

Figura 2.5 — Comparação entre o modelo clássico de Bohr (a)
e o modelo quântico (b) em termos de probabilidade.

O ÁTOMO 41

trons e os prótons tem carga idêntica (1,6022 10-19 C), mas de sinais opostos.
Os nêutrons são considerados eletricamente neutros. Os prótons e os nêutrons
têm aproximadamente a mesma massa (1,6725 10-27 Kg), a qual é cerca de
1836 vezes maior que a massa do elétron (9,1095 10-31 Kg).

Por definição, o número atômico (Z) de um elemento químico é o
número de prótons que existe no seu núcleo

Também por definição, o número de massa (A) de um átomo é a soma
de seus prótons e nêutrons. O número A não é conceitualmente a massa de
um átomo, mas é uma indicação bastante aproximada dela. A massa atômica
ou peso atômico é o peso médio dos átomos neutros de um elemento. Na
maioria dos casos, ela resulta de vários isótopos ( átomos com mesmo núme-
ro de prótons e diferente número de nêutrons).

Outro número muito importante é o número de Avogadro (6,0220 1023),
que representa o número de átomos que há em um átomo-grama de um
elemento. Também representa o número de moléculas que há em uma molé-
cula-grama.

O núcleo do átomo

O núcleo do átomo é uma parte muito pequena (da ordem de 10-13 cm),
extraordinariamente densa e carregada positivamente. Conforme menciona-
mos acima, o núcleo é constituído de prótons e nêutrons, denominados coleti-
vamente como núcleons. Em um átomo eletricamente neutro, o número de
elétrons é igual ao número de prótons. O número de prótons de um átomo
identifica o elemento. Os isótopos de um elemento têm as mesmas proprieda-
des químicas mas têm massas diferentes.

A massa do núcleo dos átomos é um pouco menor que a soma das
massas dos prótons e nêutrons que os constitui. Esta diferença de massa (m) é
liberada na forma de energia (E), de acordo com a equação da equivalência
entre massa e energia de Albert Einstein ( 1879-1955) :

E = m c2

onde:
E é a energia liberada;
m é a variação de massa;
c é a velocidade da luz (2,9979⋅108 m/s).

42 CAPÍTULO 2

A partir da diferença de massa mencionada acima, pode-se calcular a
energia de ligação por núcleon.

Existem vários modelos propostos para explicar a estabilidade do nú-
cleo e a natureza das forças nucleares. Um destes modelos foi proposto por
Bohr em 1936 e estabelece a analogia entre o núcleo dos átomos e uma gota
de líquido (modelo da “gota líquida”). Segundo este modelo, os núcleons
seriam mantidos unidos por uma espécie de tensão superficial.

Atualmente, são conhecidas mais de 200 partículas elementares. Uma
delas, os píons, foi descoberta pelo físico brasileiro Cesar Lattes.

A tabela periódica

Dimitri Ivanovich Mendeleyev (1834-1907) criou a tabela periódica dos
elementos em 1 de março de 1869, aliás, em São Petersburgo (Leningrado),
que utilizava o calendário Juliano, já era 17 de fevereiro de 1869.

Naquela época, eram conhecidos apenas 63 elementos. Hoje são conhe-
cidos 107 elementos, sendo 92 naturais. Ele preparou 63 cartões, um para
cada elemento, nos quais ele colocou as propriedades físicas e químicas que
ele julgou mais importantes. Depois de muito experimentar, ele conseguiu
ordenar os cartões de acordo com as massas atômicas dos elementos e no
arranjo obtido os elementos das colunas e linhas apresentavam suas proprie-
dades ordenadas de maneira lógica. Hoje se sabe que as propriedades dos
elementos são funções periódicas de seus números atômicos.

A grande contribuição da tabela periódica de Mendeleyev para a quími-
ca foi a sua habilidade em prever a posição de elementos desconhecidos,