Átomos e elementos químicos

No título falei primeiro dos átomos, mas na realidade vou falar primeiro dos elementos químicos.

Este conceito refere-se às substâncias no estado puro, que não podem ser divididas em nada mais simples (por exemplo, a água pode ser dividida em hidrogénio e oxigénio, mas não em menos que isso), e representa-as pelo seu símbolo químico que, frequentemente, corresponde à primeira ou às primeiras letras do nome da substância. Por exemplo, o oxigénio é representado pela letra “O”, o hidrogénio pela letra “H” e o lítio por “Li” (o enxofre é representado pela letra “S”, do seu sinónimo em inglês – sulfur).

Os 118 elementos conhecidos até à data (no final de 2015 foram confirmados 4 novos elementos químicos [1]) constituem toda a matéria que vemos e são constituídas por átomos. Cada elemento químico é constituído por um tipo de átomo em particular, com características específicas e estão organizados na tabela periódica, pelo seu número atómico (explicado mais à frente).

Os átomos são as “peças” fundamentais de toda a matéria na Terra,

“peças” que não podem ser divididas por meios químicos convencionais, requerendo meios físicos para ser divididas (por exemplo, a fissão nuclear, usada em centrais elétricas nucleares e nas bombas atómicas, que explicarei um pouco melhor mais tarde). Nos artigos sobre o DNA e sobre a Síntese Proteica podes ver as representações de alguns átomos, associados em moléculas. Estas partículas são constituídas por coisas ainda mais pequenas: protões, neutrões e electrões (que, por sua vez, são constituídas por outras partículas ainda mais pequenas, os quarks e os gluons, mas isso é outra história [2]).

Os protões, com carga positiva, e os neutrões, com carga neutra, formam o núcleo do átomo (cargas iguais repelem-se e, por isso, os neutrões acabam por neutralizar este efeito de repulsão). Os eletrões, mais pequenos, têm carga negativa e “giram” à volta do núcleo.

Quer dizer… Não é bem assim…

Na Figura 1 podes ver um átomo, de acordo com o modelo de Bohr, mas obviamente que esta representação simplifica bastante a maneira como vemos os átomos, como poderão comprovar já de seguida (pessoalmente ajuda-me bastante, mas tenho sempre em conta que a realidade não é esta)…

Figura 1 – Modelo atómico de Bohr. Este já não é o modelo atómico mais aceite, mas é de fácil compreensão e, por isso, ainda é leccionado, para além de dar um contexto histórico. Imagem de [1].
Figura 1 – Modelo atómico de Bohr. Este já não é o modelo atómico mais aceite, mas é de fácil compreensão e, por isso, ainda é leccionado, para além de dar um contexto histórico. Imagem de [3].

Hoje em dia sabemos que os eletrões não têm uma posição definida, em vez disso ocupam estados de energia aos quais chamamos orbitais nas quais temos 90% de probabilidade de encontrar o eletrão que está sempre em movimento. Estas orbitais dependem da energia total do sistema e, portanto, das características de cada átomo (para calcular estas orbitais teríamos de resolver a equação de Schrödinger). [4] Podes ver como são as orbitais de um átomo de hidrogénio na Figura 2, mas estamos a entrar no âmbito da física quântica, que é bastante mais complicada e não é importante para agora.

Figura 2 – Funções de onda do átomo de hidrogénio. Cada imagem corresponde a uma orbital e os números correspondem ao estado quântico dessa orbital, ou seja, qual a orbital (1º número, n), e consequentemente o estado de energia, e a forma da orbital (segundo e terceiro números, l e m, respetivamente). As orbitais representam apenas que a probabilidade de encontrar os eletrões naquela área é 90%. Imagem de [5]

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Bem, voltando aos protões, estes é que definem o tipo de átomo que encontramos. Por exemplo, um átomo de hidrogénio contém apenas 1 protão no seu núcleo, o que lhe confere o número atómico 1, e é o primeiro na tabela periódica (que vou explicar mais tarde), o hélio tem 2 protões (2º elemento), o lítio 3 (3º elemento) e por aí fora.

Para que a carga total de um átomo seja neutra, este precisa de ter o mesmo número de eletrões e protões, caso contrário, estamos a falar de um ião, uma partícula carregada que tem tendência para se associar a outras partículas que neutralizem a sua carga (outros iões que partilhem eletrões com ele ou com os quais vai partilhar os seus eletrões, o que depende do facto de a carga do ião em questão ser positiva ou negativa). Um átomo ou um ião apenas pode formar ligações com outros átomos ou iões ao partilharem eletrões.

O número de protões de um átomo ou de um ião nunca se altera, caso contrário, estaríamos a falar de um elemento químico diferente e, portanto, de outros átomos com características químicas diferentes.

No entanto, um átomo pode ter mais ou menos neutrões que protões (no caso do hidrogénio pode mesmo não ter nenhum, mas pode ter 1 ou 2). A estas formas alternativas chamam-se isótopos que, como devem imaginar, se têm mais neutrões são mais pesados e se têm menos neutrões são mais leves. Ao “peso” (na realidade é massa, por esta altura já deves saber que peso é uma força exercida sobre um corpo em função da massa do corpo e da aceleração da gravidade) de um átomo chamamos massa atómica relativa média (Ar).

Como estas massas são muito pequeninas, não é possível medi-las diretamente e, por isso, para ser possível estudar os elementos químicos, teve de se arranjar uma maneira de comparar as suas massas. É relativa porque depende de um valor escolhido arbitrariamente (por consenso, ou seja, geralmente aceite), a massa do carbono 12, um isótopo do carbono que tem tantos neutrões como protões (6 de cada), e, por isso, lhe foram atribuídas 12 unidades de massa atómica (número de protões + número de neutrões). Assim, 1 unidade de massa atómica equivale a 1/12 da massa do carbono 12. E média, porque é uma média das massas dos isótopos conhecidos (massa isotópica), que não existem em quantidades iguais e, por isso, numa amostra aleatória é possível encontrar uma determinada quantidade de uns isótopos e outra de outros. Ou seja, é média para se poder ter em conta, em qualquer amostra, de todos os isótopos diferentes.

Para quem a matemática faz mais sentido:

Equação 1 – Cálculo da massa atómica relativa (Ar). m1 corresponde à massa do isótopo 1, m2 à massa do isótopo 2, %1 à abundância do isótopo 1 e %2 à abundância do isótopo 2. A divisão por 100 é feita apenas quando se usa a percentagem e não o valor da fração. [7]
Equação 1 – Cálculo da massa atómica relativa (Ar). m1 corresponde à massa do isótopo 1, m2 à massa do isótopo 2, %1 à abundância do isótopo 1 e %2 à abundância do isótopo 2. A divisão por 100 é feita apenas quando se usa a percentagem e não o valor da fração. [6]

Obviamente que quando há mais que dois isótopos, têm de se ter em conta todos os isótopos.

Ou seja, retomando os isótopos de hidrogénio: o que não tem neutrões tem massa 1, o com 1 neutrão tem massa 2 (1 protão + 1 neutrão) e o com 2 neutrões tem massa 3 (1 protão + 2 neutrões). Tendo em conta a percentagem de abundância de cada isótopo, a Ar do elemento hidrogénio é 1,08 (nem é muito próximo de 3, porque os isótopos mais pesados são muito menos abundantes, nem é 1, porque não existe apenas o isótopo mais leve). [6]

Agora que sabes um pouco mais e para simplificar, podes verificar que “elemento químico” se refere não só a um tipo de partículas, mas a todas as partículas que têm como base um núcleo atómico específico, sejam iões, átomos ou isótopos (atenção que isto é uma simplificação um bocado grosseira, se te perguntarem sobre este tema terás de elaborar uma resposta mais completa).

Como já disse antes, toda a matéria na Terra é constituída por átomos e isto inclui os nossos corpos e cada célula neles contidos. Por isso já te deves ter perguntado: “Bem, se as células já são microscópicas e são feitas de muitos milhões de átomos, quão pequenos serão?”

Tens uma ideia de como responder a esta pergunta?

Felizmente, não tens de imaginar muito., escalas é coisa que não falta, e dão para ter uma boa ideia do tamanho das coisas, quando são comparadas com objetos do dia-a-dia. Na Figura 3 podes ver o tamanho de um átomo, quando comparado com o tamanho de uma laranja e de um grão de sal.

Figura 3 – Escala de comparação de tamanhos, desde um átomo, com cerca de 1 Angström de diâmetro (1x10-10 metros) até a uma laranja, com cerca de 10 centímetros de diâmetro (1x10-1 m). Mostra também com que escalas se trabalha na área da Nanotecnologia (mais ou menos). Imagem de [2]
Figura 3 – Escala de comparação de tamanhos. Desde um átomo, com cerca de 1 Angström de diâmetro (1×10-10 metros) até a uma laranja, com cerca de 10 centímetros de diâmetro (1×10-1 m). Mostra também com que escalas se trabalha na área da Nanotecnologia (mais ou menos). Imagem de [7]

Um átomo tem um diâmetro de cerca de 1×10-10 metros (esta representação chama-se notação científica, o resultado disto é 0,0000000001 metros), ou seja 1 Angström (Å). Uma bactéria da espécie Escherichia Coli, que é uma célula pequena, uma bactéria simples que serve como modelo para muitos estudos, tem entre 1 a 3 micrometros (µm, 1×10-6 a 3×10-6 metros), o que ainda é 104 (10000 vezes) maior, em comprimento, que o diâmetro de um átomo. [8] E uma volta da dupla hélice de DNA tem 10 nanometros (nm, 1×10-8 m, 1nm = 1×10-9 m) de diâmetro.

 

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Referências

  1. Van Noorden, R., Four chemical elements added to periodic table. Nature, 2016.
  2. Particle Physics – Structure of a Matter. [cited 2016; Available from: http://sciencepark.etacude.com/particle/structure.php.
  3. Bohr Model. [cited 2016; Available from: http://www.askiitians.com/iit-jee-structure-of-atom-and-nucleus/bohr-model/.
  4. Mahajan, A. What is the currently accepted model of atomic structure? 2016 [cited 2016; Available from: https://www.quora.com/What-is-the-currently-accepted-model-of-atomic-structure.
  5. Wave function. 2016; Available from: https://en.wikipedia.org/wiki/Wave_function.
  6. Brown, P. DEFINING & CALCULATING RELATIVE ATOMIC MASS. [cited 2016; Available from: http://www.docbrown.info/page04/4_73calcs01ram.htm.
  7. Arpa Industriale. LOOKING AT THE INFINITELY TINY TO OBTAIN INFINITELY GREATER RESULTS.; Available from: http://www.fenixntm.com/en/nanotech.
  8. Reshes, G., et al., Cell Shape Dynamics in Escherichia coli. Biophysical Journal, 2008. 94(1): p. 251-264.

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