AULA 1 ► Matéria e Teoria Atômica

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►Matéria e Teoria Atômica

                A palavra matéria tem origem na palavra materia, do Latim. Em Latim, matéria significa “aquilo de que uma coisa é feita”. Matéria é tudo aquilo que compõem as coisas, que ocupa espaço, que tem peso e que pode impressionar os nossos sentidos. Então, estudar a estrutura da matéria é estudar a forma como a matéria é organizada.

                A primeira manifestação de pensamento científico genuíno é tradicionalmente atribuída a Tales, que viveu no século VI a.C. na cidade grega de Mileto, na costa da Jônia (hoje sudoeste da Turquia). É impossível ter a medida exata do efeito do novo modo filosófico de pensar atribuído a Tales. O conhecimento da civilização ocidental está baseado nele. Olhando para trás, podemos ver que, desde seus primeiros instantes, esse novo modo de pensar continha certos pressupostos básicos. Estes iriam determinar (e mais de dois milênios e meio mais tarde continuam determinando) tanto a forma quanto o conteúdo de nosso conhecimento. Eram pressupostos que sustentariam todo o pensamento científico subsequente. Tales fez as perguntas: “Por que as coisas acontecem como acontecem?” e “De que é feito o mundo e como é feito?” Ao respondê-las, presumiu que a resposta devia ser formulada em termos de matéria básica de que o mundo é feito. Presumiu também que há uma unidade subjacente à diversidade do mundo. Mas, talvez o mais significativo de tudo, presumiu que há respostas para estas perguntas. E que essas respostas podem ser dadas na forma de uma teoria – palavra que deriva do grego “olhar para, contemplar ou especular” – passível de teste.

                Sabemos, atualmente, que toda a matéria existente no universo é formada por átomos, mas a constituição e a caracterização desses átomos é ainda indefinida e já passou por muitas modificações. Pela sua natureza microscópica, o átomo não pode ser diretamente visualizado, sendo então imaginado um modelo para a sua descrição. Um modelo é constituído em cima de conhecimentos, experiências e instrumentos disponíveis na época em que é postulado. O modelo é válido e aceito enquanto explicar satisfatoriamente os fenômenos observados até aquele momento. Quando novos fatos são descobertos e não são explicados pelo modelo, ele é alterado ou substituído por outro. O modelo não é uma realidade, mas uma possibilidade imaginada pela mente humana, sempre passível de evolução.

                Assim como o corpo humano é composto por células, a matéria é composta por átomos sendo que este é tido como a unidade fundamental da matéria. O conceito de que a matéria é composta por pequenas porções de matéria surgiu com Demócrito (460 - 370 a.C.). Demócrito desenvolveu uma teoria de que o universo é formado por espaço vazio e por um número (quase) infinito de partículas invisíveis, que se diferenciam umas das outras em sua forma, posição, e disposição. Toda a matéria é feita das partículas indivisíveis chamadas átomos.


                Os conceitos atômicos de Demócrito se mantiveram sólidos como rochas por mais de dois mil anos, sendo apenas complementados por John Dalton em 1804.

                Entre 1803 e 1804, John Dalton estabeleceu alterações na teoria atômica, que foram detalhadas em 1808. Dalton introduziu o conceito de descontinuidade da matéria. Foi a primeira teoria cientifica que considerava que a matéria era composta por átomos, tendo em vista que a teoria de Demócrito, apesar de correta, era filosófica pois não se apoiava em nenhum experimento rigoroso.

                Para a sua teoria atômica, Dalton fez 4 postulados:

1- A matéria está dividida em partículas indivisíveis e inalteráveis, que se chamam átomos. (*)

2- Todos os átomos de um mesmo elemento são idênticos entre si, apresentando a mesma massa e as mesmas propriedades. (**)

3- Os átomos de elementos diferentes possuem massa e propriedades diferentes.

4- Os compostos se formam quando os átomos se combinam em uma relação constante e proporcional.

(*) Atualmente, sabemos que os átomos podem se dividir e sofrer alterações, podendo ser, inclusive, parte de sua massa convertida em energia pela relação E=mc².

(**) O conceito de isótopos, introduzido mais tarde, altera o segundo postulado, pois isótopos são átomos de um mesmo elemento que possuem massas diferentes.

                Na época de Dalton haviam sido isolados apenas 36 elementos químicos e ainda se utilizavam símbolos vindos da alquimia para representar tais elementos. O próprio Dalton foi autor de uma destas simbologias. Veja a ilustração a seguir adaptada de um de seus livros.


                Os símbolos de Dalton não eram muito diferentes dos símbolos mais antigos da alquimia, porém traziam uma inovação. Cada átomo possuía um símbolo próprio e a fórmula de um composto era representada pela combinação destes símbolos. Veja os exemplos:


                A nomenclatura utilizada por Dalton, que é basicamente a mesma utilizada até hoje, foi introduzida pelo Francês Antoine Lavoisier (Antoine Laurent Lavoisier (1743-1794). Maior Químico da história da França. Foi Decapitado na revolução francesa.), em 1787, no livro Methods of Chemical Nomenclature. Antes de ser decapitado, em 1794 na revolução francesa, entre outras coisas, Lavoisier escreveu o livro Reflexions sur le Phlogistique (1783), que terminou com a teoria do flogistico e também escreveu o livro Traité Élémentaire de Chimie, em 1789, que é considerado como o primeiro livro da Química moderna.

                O uso de símbolos abstratos só terminou por volta de 1813-1814, com Berzelius, que, além de ter isolado o cálcio, bário, estrôncio, silício, titânio e o zircônio, também descobriu o selênio, o tório e o césio. Quando Berzelius decidiu que era hora de mudar as coisas ele realmente mudou. Tendo em vista que os símbolos antigos não eram fáceis de escrever, desfiguravam os livros e não colaboravam em nada para a sua memorização, Berzelius propôs que os símbolos fossem representados por letras, baseadas na letra inicial do nome em Latim de cada substância elementar.

                Com algumas alterações, os símbolos dos elementos continuam os mesmos até hoje. Por exemplo, Oxigênio = O, Chumbo = Pb....

                Questões para discutir

✔ Na sua opinião, sem desmerecer o trabalho do Químico Inglês John Dalton, que reavivou a discussão sobre o átomo, lhe parece que Dalton criou um modelo atômico novo ou simplesmente plagiou o modelo de Demócrito?

✔ Você acha que John Dalton teria contribuído muito mais para a ciência se ele tivesse simplesmente feito o que Berzelius fez, isto é, substituir os símbolos antigos pela metodologia usada até hoje ao invés tentar reescrever os símbolos tradicionais?

                A evolução do conceito de matéria e do átomo não parou por aí. Antes do modelo mais atual, o modelo da mecânica ondulatória, ainda houve 7 aperfeiçoamentos no modelo atômico. Isto ocorreu apenas porque o homem começou a entender cada vez melhor a estrutura da matéria. Vamos ver todos estes modelos, dando maior ou menor atenção a cada um deles devido à sua relevância.

►A descoberta do elétron

                No século XIX, os trabalhos de Henrich Geissler (1859), Johann Hittorf (1869) e William Crookes (1886) mostraram experimentalmente que, quando submetidos a baixas pressões, os gases podem tornar-se condutores elétricos. Para chegar a essa conclusão, eles utilizaram o chamado tubo de raios catódicos, isto é, uma ampola de vidro ligada a uma bomba de vácuo que visa diminuir a pressão interna. Nas duas pontas do tubo há extremidades metálicas (chamadas de eletrodos) ligadas a uma bateria. Quando a pressão interna chega a cerca de um décimo da pressão ambiente, observase que o gás entre os eletrodos passa a emitir uma luminosidade.

Quando a pressão diminui ainda mais (cerca de cem mil vezes menor do que a pressão ambiente), a luminosidade desaparece, restando apenas uma mancha luminosa atrás do pólo positivo. Os cientistas atribuíram essa mancha a raios (de natureza desconhecida) provenientes do pólo negativo, chamado de cátodo. Esses raios foram denominados raios catódicos.

                A primeira inovação veio com o modelo atômico de Thomson, que já utilizou o recém descoberto elétron para atualizar o modelo de Demócrito/Dalton. O modelo atômico de Thomson, proposto em 1897, propusera uma resposta à seguinte pergunta: “Como os elétrons e os prótons estariam distribuídos nos átomos?"

Thomson sugeriu que a massa total do átomo seria devida quase que totalmente apenas às cargas positivas (prótons). Estas estariam espalhadas, uniformemente, por toda uma esfera, formando uma massa compacta e uniforme. Na superfície dessa massa estariam aderidos os elétrons, espaçados de modo uniforme. Esse modelo ficou conhecido como “pudim de passas”, onde se assemelharia a um pudim coberto com passas, em que o pudim seria a massa de cargas positivas e as passas os elétrons.

Neste modelo já se compreendia a divisibilidade do átomo, porém o átomo era considerado como uma esfera de carga positiva, com os elétrons distribuídos ao seu redor. Tal modelo foi aceito até 1911, quando Ernest Rutherford propôs um outro modelo mais aprimorado. Esse novo modelo se originou de uma interessante experiência, que será descrita a seguir.

►O átomo de Rutherford

A segunda e terceiras grandes inovações vieram com Ernest Rutherford, em 1911 e 1912. Rutherford conseguiu criar dois modelos atômicos que até hoje são as representações mais reconhecidas do átomo. Rutherford criou primeiro um modelo estático e, posteriormente, um modelo dinâmico.                 Para desenvolver seu modelo atômico, Rutherford realizou experiências com partículas alfa, provenientes de uma amostra de Polônio em um elaborado experimento, conforme a ilustração a seguir.

                A experiência de Rutherford consistiu em lançar um jato de partículas α emitidas pelo polônio (um elemento radioativo) sobre uma finíssima lâmina de ouro, para observar se essas partículas iriam sofrer algum desvio ao passarem pelos átomos da lâmina de ouro. Rutherford lançou mão deste experimento no qual tentou verificar se os átomos eram realmente maciços, utilizando, para isso, partículas α, que tem carga elétrica positiva, como projéteis.

► A lâmina precisava ser extremamente fina (0,001 mm de espessura), pois já se sabia que as partículas alfa não conseguem atravessar obstáculos de maior espessura. A lâmina não precisava ser necessariamente de ouro, podendo ser de outro metal. Entretanto, o ouro foi escolhido por ser muito maleável e, portanto, mais adequado à preparação da lâmina.

               Os resultados evidenciaram três comportamentos diferentes:

• 1. A maior parte das partículas alfa consegue atravessar a lâmina de ouro sem sofrer nenhum desvio. Esse fato indica que essas partículas não encontram nenhum obstáculo pela frente e seguem seu percurso em linha reta.

• 2. Algumas partículas α conseguem atravessar a lâmina, porém sofrendo um desvio muito forte em seu caminho. Esse fato mostra que essas partículas encontravam algum obstáculo, porém não muito grande, quando atravessavam os átomos da lâmina.

• 3. Pouquíssimas partículas alfa não conseguem atravessar a lâmina e voltam para o mesmo lado de onde são lançadas. Esse fato evidencia que essas partículas encontram um obstáculo irremovível ao colidirem em algum ponto dos átomos da lâmina.

               Se o átomo fosse realmente igual ao modelo anteriormente proposto por Thomson, como uma massa compacta de cargas positivas distribuídas de modo uniforme por todo o metal, então as partículas alfa não sofreriam desvios fortes e muito menos iriam voltar.

►• Conclusões de Rutherford:-

● O átomo não é maciço, apresentando mais espaço vazio do que preenchido; ● A maior parte da massa do átomo se encontra em uma pequena região central (núcleo) dotada de carga positiva, onde estão os prótons; ● Os elétrons estão localizados em uma região ao redor do núcleo, chamada de eletrosfera. ● Esse modelo ficou conhecido como “modelo do sistema solar”, em que o sol seria representado pelo núcleo e os planetas pelos elétrons ao redor do núcleo (na eletrosfera).

                Apesar de sofisticado e popular, o modelo de Rutherford tinha alguns problemas, pois ele não conseguia explicar de forma coerente as raias espectrais dos elementos químicos e também não conseguia explicar a órbita dos elétrons.

De acordo com a teoria de Rutherford, os elétrons podiam orbitar o núcleo a qualquer distância.                 Quando os elétrons circundam em volta do núcleo, estariam mudando constantemente sua direção.                 A eletrodinâmica clássica (que trata do movimento dos elétrons) explica que, tais elétrons que mudam constantemente sua direção, seu sentido, sua velocidade ou ambos, devem continuamente emitir radiação.                 Ao fazer isto, perdem energia e tendem à espiralar para o núcleo.                 Isto significa que os átomos seriam instáveis, completamente o contrário da realidade.

Como a descrição do átomo de Rutherford não está inteiramente correta, ela não esclareceu algumas observações que já tinham sido feitas.                 Talvez a mais importante destas observações fosse à respeito do comportamento de determinados gases.                 Estes gases, a pressão baixa, emitem luz em um jogo de faixas discretas do espectro eletromagnético.                 Isto é completamente diferente da radiação emitida por sólidos, que é espalhada uniformemente através do espectro eletromagnético.                 As emissões da radiação destes gases eram importantes porque mostraram que, ao menos sob algumas circunstâncias, as órbitas dos elétrons não podem estar a qualquer distância do núcleo, mas confinadas a distâncias discretas do mesmo (ou a estados da energia específicos).

►O átomo de Niels Bohr

                A próxima grande evolução na compreensão da estrutura do átomo veio com o modelo atômico de Niels Bohr. Todavia, devido à grande sofisticação matemática deste modelo e dos que o sucederam, a plena compreensão mais sofisticada da estrutura da matéria ficou restrita a um grupo cada vez mais seleto de cientistas. É curioso que o aumento da compreensão da estrutura do átomo reduza o número de pessoas que o compreendem.

                A teoria atômica de Bohr foi publicada entre 1913 e 1915. Ela conseguiu explicar perfeitamente o espectro do átomo de hidrogênio, que a teoria de Rutherford não conseguia explicar.

                Para isto, Bohr aceitou o modelo dinâmico de Rutherford com três postulados.

•1- Os elétrons giram ao redor do núcleo em órbitas circulares (modelo de Rutherford), porém sem emitir energia radiante (estado estacionário).

•2- Um átomo emite energia sob a forma de luz somente quando um elétron pula de um orbital de maior energia para um orbital de menor energia. ΔE = h.f, a energia emitida é igual a diferença de energia dos dois orbitais envolvidos no salto.

•3- As órbitas possíveis são aquelas em que o elétron possui um momento angular múltiplo inteiro de h/2π.

               Desta forma, o terceiro postulado nos indica que o elétron não pode estar a qualquer distância do núcleo, porém ele fica limitado a poucas órbitas possíveis, as quais são definidas por um parâmetro denominado número quântico principal n. (Mais detalhes sobre números quânticos serão apresentados posteriormente).


              No modelo atômico de Bohr, notamos que:

•1- O modelo atômico de Bohr explica o espectro principal do átomo de hidrogênio e de átomos hidrogenóides (com apenas um elétron).

•2- Permite calcular raios e velocidade para o Hidrogênio e átomos hidrogenóides (com apenas um elétron).

•3- Não explica o espectro fino.

•4- Cálculos de raios e velocidade para H e átomos hidrogenóides para valores altos de n e de Z perdem o significado.

•5- Para átomos multieletrônicos, as ideias de raio e velocidade perdem o significado.

•6- Velocidade descontínua, em pulsos, pacotes ou quanta.

•7- Raio descontínuo, em saltos ou pulsos.

                ➔ Aplicações do modelo de Bohr

     • Teste da chama;
     • Fogos de artifício;
     • Luminosos e lâmpadas (neônio e lâmpadas de vapor de Na ou Hg);
     • Fluorescência e Fosforescência;
     • Raio Laser;
     • Bioluminescência: a luz dos vaga-lumes;

              O modelo atômico continuou a evoluir. Sommerfeld solucionou o problema surgido logo após Niels Bohr enunciar seu modelo atômico, pois verificou-se que um elétron, numa mesma camada, apresentava energias diferentes. Tal fato não poderia ser possível se as órbitas fossem circulares.

              Então, Sommerfeld sugeriu que as órbitas fossem elípticas, pois elipses apresentam diferentes excentricidades, ou seja, distâncias diferentes do centro, gerando energias diferentes para uma mesma camada eletrônica.

              Para isto, Sommerfeld introduziu o número quântico secundário, que define o formato da órbita do elétron. Para o número quântico principal igual à 1 (n=1), a órbita só pode ser esférica. Para n=2 existem dois formatos de órbitas possíveis (l=1 esférico, e l=0 elíptico). Para qualquer número quântico principal n existem n formatos de órbitas possíveis.


              Utilizando a Teoria da Relatividade Restrita, Sommerfeld foi capaz de explicar o desdobramento da série clássica de Balmer relativa ao átomo de Hidrogênio.


                A série de Balmer corresponde às transições entre o nível 2 e os níveis 3, 4, 5...

                Em seguida, surgiram mais algumas contribuições de outros cientistas, a saber:

• Louis Victor De Broglie (1925): propõe que o elétron também apresenta, tal como a luz, uma natureza dualística de onda e partícula (comportamento duplo), justificado mais tarde, em 1929, pela primeira difração de um feixe de elétrons obtida pelos cientistas Davisson e Germer.

• Werner Heisenberg (1927): demonstrou, matematicamente, que é impossível determinar ao mesmo tempo, a posição, a velocidade e a trajetória de uma partícula subatômica, sendo importante caracterizá-la pela sua energia, já que não é possível estabelecer órbitas definidas. Este enunciado recebeu a denominação de Princípio da Incerteza ou Indeterminação de Heisenberg.

• Erwin Schrödinger (1933): valendo-se do comportamento ondulatório do elétron, estabeleceu complexas equações matemáticas que permitiam determinar a energia e as regiões de probabilidade de encontrar os elétrons (orbitais, e não órbitas definidas). Schrödinger recebe o Prêmio Nobel por seu trabalho sobre Mecânica Quântica Ondulatória e suas aplicações à estrutura atômica. Abandonava-se definitivamente o modelo planetário do átomo de Rutherford-Bohr e surgia um novo modelo atômico, o modelo mecânico-quântico do átomo.

►O átomo de Theodoro Ramos

                O próximo passo na evolução do conhecimento da estrutura da matéria foi dado por um brasileiro, chamado Theodoro Augusto Ramos. Numa época em que sequer existiam computadores, Theodoro Ramos foi o primeiro a utilizar a Teoria da Relatividade Geral de Albert Einstein para explicar as raias espectrais do átomo de Hidrogênio através de uma série de complexos cálculos de difícil interpretação até mesmo para os dias de hoje.

Theodoro Augusto Ramos foi graduado em Engenharia Civil pela Escola Politécnica do Rio de Janeiro em 1917. A Escola Politécnica é uma escola cuja origem remonta a 1792, sendo um dos mais antigos cursos superiores do País. No ano seguinte, Theodoro Ramos obteve o grau de doutor em Ciências Físicas e Matemáticas pela mesma Instituição ao defender a tese intitulada Sobre as Funções de Variáveis Reais. Em março do mesmo ano, adquiriu o cargo de Professor Substituto na Escola Politécnica de São Paulo. Dentre outras grandes realizações de Theodoro Ramos, não pode ser esquecido o fato de ele ter sido o primeiro diretor da Faculdade de Filosofia, Ciências e Letras da USP, faculdade que ainda estava nascendo e que ele ajudou a criar. Colaborou com a escolha e contratação de mestres estrangeiros para os cursos da FFCL, entre os quais citamos Luigi Fantappié e Gleb Wataghin.

                Em Março de 1929, Theodoro Ramos publicou nos Annaes da Academia Brasileira de Ciências um artigo chamado A THEORIA DA RELATIVIDADE E AS RAIAS ESPECTRAES DO HYDROGENIO (note que o título esta de acordo com o Português da época - Brasil década de 20). Neste artigo, as raias do espectro do átomo de Hidrogênio foram, pela primeira vez, explicadas, utilizando-se os princípios da Teoria da Relatividade Geral de Albert Einstein.


► E agora, depois de tudo isso, o que é preciso mesmo saber sobre o átomo?

O mínimo que você deve saber sobre o átomo é:

•1. O átomo pode ser dividido; •2. Como o átomo pode ser dividido, ele é, obviamente, composto por partículas menores; •3. As partículas básicas que compõem o átomo são os prótons, os neutros e os elétrons. (Estas também podem ser divididas, mas isto não é abordado neste nível). Estas são as chamadas partículas fundamentais; •4. A maior parte da massa do átomo está no seu núcleo; •5. Os elétrons não estão posicionados a uma distância qualquer do núcleo, mas sim em regiões bem determinadas, chamadas de órbitas. •6. Os orbitais também são chamados de camadas, e as camadas são denominadas pelos símbolos K, L, M, N, O, P e Q. •7. Quanto mais afastada do núcleo é a órbita (camada) de um elétron, maior é a sua energia; •8. Quando um elétron pula de um orbital para outro ele deve emitir ou absorver energia na forma de luz (um fóton). •9. Características das partículas fundamentais.

►Características do átomo

                Número atômico (Z): é um número determinado experimentalmente, característico de cada elemento, representando o número de prótons contidos no núcleo e caracteriza os diversos átomos. Em um átomo eletricamente neutro, o número atômico é igual ao numero de elétrons (e^-).


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Por exemplo:
                ►Todos os átomos de Sódio possuem 11 prótons; portanto, número atômico ( Z ) igual a 11.
                ►Todos os átomos de Ferro possuem 26 prótons; portanto, número atômico ( Z ) igual a 26.



                ►Átomos com desequilíbrio elétrico (íons)

• Cátions: são átomos eletrizados positivamente. São átomos que apresentam mais cargas positivas (prótons) do que cargas negativas (elétrons). Isto ocorre porque o átomo perdeu elétrons. O total de elétrons perdidos é igual ao total de cargas positivas adquiridas.


• Ânions: são átomos eletrizados negativamente. Estes átomos apresentam mais elétrons do que prótons. Isto ocorre porque o átomo ganhou elétrons. O total de elétrons ganhos é igual ao total de cargas negativas adquiridas.


• Carga de valência: indica o número de ligações que um átomo poderá realizar. Como em cada ligação está envolvido 1 elétron, o total de cargas adquiridas, positivas ou negativas, determina a valência.

              ☼Os cátions e ânions podem ser:
•Monovalentes: Na⁺, Cl^-........
•Bivalentes:Ca²⁺, O2^-....
•Trivalentes: Al³⁺ P^3-........
•Tetravalentes: Pt⁴⁺, (SiO₄)^4-........

• Massa atômica (também chamado de massa atômica média ou peso atômico médio): é a massa atômica média dos isótopos do elemento químico tendo o carbono 12 como padrão. A massa atômica é expressa em unidade de massa atômica, u (antigamente costumava se representar como u.m.a.).

• Massa molecular: é igual à soma das massas atômicas de todos os átomos que formam a molécula.

Exemplo:

Determinação da massa molecular da água H₂O: (1,0 x 2) + (16 x 1) = 18u

• Mol: é a unidade de medida da quantidade de matéria. É uma unidade básica do Sistema Internacional de Unidades (SI). Seu plural em Português, segundo o INMETRO, é mols. Seu símbolo é: mol.
                    Esta unidade é definida como sendo a quantidade de substância de um sistema que contenha tantas entidades elementares quanto os átomos de 0,012 quilogramas de Carbono-12.
                   Um Mol de qualquer substância possui 6,023 x 10²³ moléculas. Por exemplo, um mol de moléculas de qualquer gás possui 6,023 x 10²³ moléculas deste gás. Um Mol de átomos de qualquer elemento pesa tantas gramas quanto a sua massa molar, sendo que a massa molar e a massa atômica do elemento são numericamente iguais:

Exemplo:

                  Massa atômica do Cloro= 35,5u
                  Massa molar do Cloro= 35,5g/mol

• Massa molar: A massa molar é a massa de um mol de átomos de qualquer elemento. A massa molar de um elemento é numericamente igual à massa desse elemento em unidades de massa atômica. Sendo assim, a massa atômica do elemento informa sua massa molar.

• Número de Avogadro: constante numérica aplicada tanto na Química quanto na Física. A definição formal do número de Avogadro é: o número de átomos de Carbono-12 em 0,012 kg (12g) de Carbono-12, o que é aproximadamente 6,02 x 10²³. O Número de Avogadro também pode ser definido como o número de elementos em um mol.

Curiosidade: Por que sempre o Carbono-12?
• Historicamente, o Carbono-12 é escolhido como substância de referência porque sua massa atômica
pode ser medida de maneira bastante precisa.

• Volume molar: é o volume, medido em litros, ocupado por um mol de uma substância. O volume molar de um gás é constante para todos os gases a uma mesma pressão e temperatura. Nas CNTP, o volume molar é igual a 22,71 L/mol, conforme orientações da IUPAC.

►Isótopos, Isóbaros e Isótonos

• Isótopos: são átomos de um mesmo elemento que possuem propriedades químicas idênticas (visto apresentarem a mesma distribuição eletrônica), mas propriedades físicas diferentes.
Possuem o mesmo número atômico (Z), porém apresentam diferentes números de massa (A) .
Representa-se um isótopo pelo símbolo, nº atômico (Z) e massa atômica (A) _ZE^A

Exemplo:
►a) isótopos do hidrogênio: ₁H¹ (hidrogênio), ₁H² (deutério) e ₁H³ (trítio)
►b) isótopos do oxigênio: ₈O¹⁶ , ₈O¹⁷ e ₈O¹⁸

• Isóbaros: são átomos que têm o mesmo número de massa (A), mas diferentes números atômicos (Z). Suas propriedades químicas são totalmente diferentes.

Exemplo:
₁₉K⁴⁰ isóbaro de ₂₀C⁴⁰ A = 40
₂₀C⁴² isóbaro de ₂₂Ti⁴² A = 42

• Isótonos: são átomos com diferentes números atômicos e de massa, porém com igual número de nêutrons.
₁₇Cl³⁷ isótono de ₂₀C⁴⁰ n = 20 nêutrons
₅B¹¹ isótono de ₆C¹² n = 6 nêutrons

• Resumo dos Isótopos, Isóbaros e Isótonos