um dos primeiros atributos de átomos a ser descrito foi o peso atômico relativo. Embora um único átomo fosse demasiado pequeno para pesar, os átomos podiam ser comparados uns com os outros. O químico Jons Berzelius assumiu que volumes iguais de gases na mesma temperatura e pressão continham números iguais de átomos. He used this idea to evolution of atomic theory. Ilustração de Hans & Cassidy. Cortesia do Grupo Gale.compare os pesos dos gases reagentes. He was able to determine that, for example, oxygen atoms were 16 times Heaver than hydrogen atoms. Ele fez uma lista desses pesos atômicos relativos para todos os elementos que ele sabia. Ele concebeu símbolos para os elementos usando a primeira letra ou as duas primeiras letras de seus nomes latinos, um sistema ainda em uso hoje. O símbolo para hidrogênio é H, para oxigênio é O, para sódio (natrium, em latim) é Na, e assim por diante. Os símbolos também provaram ser úteis na descrição de quantos átomos se combinam para formar uma molécula de um composto particular. Por exemplo, para mostrar que a água é feita de dois átomos de hidrogênio e um átomo de oxigênio, o símbolo da água é H2O. Um átomo de oxigênio pode até combinar com um outro átomo de oxigênio para produzir uma molécula de oxigênio com o símbolo de O2 .

Como mais e mais elementos continuaram a ser descobertos, tornou-se conveniente começar a listá-los em forma de Símbolo em um gráfico. Em 1869, Dmitri Mendeleev listou os elementos em ordem de aumentar o peso atômico e elementos agrupados que pareciam ter reações químicas semelhantes. Por exemplo, lítio (Li), sódio (Na) e potássio (K) são todos elementos metálicos que explodem em chamas se ficarem molhados. Elementos similares foram colocados na mesma coluna de seu gráfico. Mendeleev começou a ver um padrão entre os elementos, onde cada oitavo elemento na lista de pesos atômicos pertenceria à mesma coluna. Devido a esta periodicidade ou padrão de repetição, o gráfico de Mendeleev é chamado de “Tabela Periódica dos elementos”.”A tabela era tão regular, de fato, que quando havia um” buraco ” na mesa, Mendeleev previu que um elemento eventualmente seria descoberto para preencher o lugar. Por exemplo, havia um espaço para um elemento com um peso atômico de cerca de 72 (72 vezes mais pesado que o hidrogênio), mas nenhum elemento conhecido. Em 1886, 15 anos após sua previsão, o elemento germânio (Ge) foi isolado e encontrado com um peso atômico de 72,3. Muitos outros elementos continuaram a ser previstos e encontrados desta forma. No entanto, como mais elementos foram adicionados à tabela periódica, descobriu-se que se alguns elementos foram colocados na coluna correta por causa de reações similares, eles não seguiram a ordem certa de aumentar o peso atômico. Alguma outra característica atômica era necessária para ordenar os elementos corretamente. Muitos anos se passaram antes da propriedade correta ser encontrada.como experimentos de química estavam procurando e caracterizando mais elementos, outros ramos da ciência estavam fazendo descobertas sobre eletricidade e luz que deveriam contribuir para o desenvolvimento da teoria atômica. Michael Faraday tinha feito muito trabalho para caracterizar a eletricidade; James Clerk Maxwell caracterizou a luz. Na década de 1870, William Crookes construiu um aparelho, agora chamado de tubo de Crookes, para examinar os “raios” que estão sendo emitidos por metais. Ele queria determinar se os raios eram luz ou eletricidade com base nas descrições de Faraday e Maxwell de ambos. O tubo de Crookes consistia de uma lâmpada de vidro, da qual a maior parte do ar tinha sido removido, encerando duas placas de metal chamadas eletrodos. Um eletrodo era chamado de ânodo e o outro era chamado de cátodo. Cada uma das placas tinha um fio que conduzia fora da lâmpada a uma fonte de eletricidade. Quando a eletricidade foi aplicada aos eletrodos, os raios aparentavam vir do cátodo. Crookes determinou que esses raios catódicos eram partículas com uma carga elétrica negativa que estavam sendo dados pelo metal da placa do cátodo. In 1897, J. J. Thomson discovered that these negatively charged particles were coming out of the atoms and must have been present in the metal atoms to begin with. He called these negatively charged subatomic particles ” electrons.”Uma vez que os elétrons foram carregados negativamente, o resto do átomo teve que ser carregado positivamente. Thomson acreditava que os elétrons estavam espalhados no átomo como passas em uma massa de pão positivamente carregada, ou como ameixas em um pudim. Embora o modelo “pudim de ameixa” de Thomson não estivesse correto, foi a primeira tentativa de mostrar que os átomos eram mais complexos do que apenas esferas homogêneas.ao mesmo tempo, os cientistas estavam examinando outros tipos de raios misteriosos que vinham do tubo de Crookes que não se originavam em seu cátodo. Em 1895, Wilhelm Roentgen notou que placas fotográficas mantidas perto de um tubo de Crookes se tornariam nebulosas por alguns raios invisíveis e desconhecidos. Roentgen chamou esses raios de “raios x”, usando ” x ” para desconhecido como na matemática. Roentgen também estabeleceu o uso de placas fotográficas como uma forma de tirar fotos de raios misteriosos. Ele descobriu que ao bloquear os raios-x com a mão, por exemplo, os ossos bloqueariam os raios-x, mas a pele e o tecido não. Os médicos ainda usam os raios-x do Roentgen para a imagem do corpo humano.placas fotográficas tornaram-se equipamento padrão para cientistas do tempo de Roentgen. Um desses cientistas, Henri Becquerel, deixou algumas placas fotográficas numa gaveta com urânio, um novo elemento que estava a estudar. Quando ele removeu as placas, ele descobriu que eles tinham ficado enevoados. Como não havia mais nada na gaveta, ele concluiu que o urânio devia estar a emitir algum tipo de raio. Becquerel mostrou que esta radiação não era tão penetrante como os raios x, uma vez que podia ser bloqueada pelo papel. O elemento em si estava produzindo ativamente radiação, uma propriedade chamada radioatividade. Em grande parte através do trabalho de Pierre e Marie Curie, mais elementos radioativos foram encontrados. As tentativas de caracterizar os diferentes tipos de radioatividade levaram ao próximo grande capítulo no desenvolvimento da teoria atômica.em 1896, Ernest Rutherford, um estudante de J. J. Thomson, começou a estudar a radioatividade. Ao testar vários elementos e determinar que tipos de materiais poderiam bloquear a radiação de alcançar uma placa fotográfica, Rutherford concluiu que havia dois tipos de radioatividade vindo de elementos. Ele os nomeou usando as duas primeiras letras do alfabeto grego, alfa e beta. A radiação alfa foi feita de partículas carregadas positivamente cerca de quatro vezes mais pesadas que um átomo de hidrogênio. A radiação Beta foi feita de partículas carregadas negativamente que pareciam ser como elétrons. Rutherford decidiu tentar uma experiência usando as partículas alfa. Ele montou um pedaço de folha de ouro fina com placas fotográficas rodeando-o. Ele então permitiu que partículas alfa atingissem o ouro. A maioria das partículas alfa atravessou a folha de ouro. Mas alguns deles não. Algumas partículas alfa foram desviadas do seu rumo. Alguns até vieram para trás. Rutherford escreveu que era tão surpreendente como se alguém tivesse disparado uma bala contra um pedaço de papel tissue só para que ele recuperasse. Rutherford concluiu que desde que a maioria das partículas alfa passou, os átomos do ouro devem ser principalmente espaço vazio, não o espaço de Thomson preenchendo ameixa-pudim. Uma vez que algumas das partículas alfa foram desviadas, deve haver uma região positiva densamente empacotada em cada átomo que ele chamou de núcleo. Com toda a carga positiva no núcleo, a próxima questão era a disposição dos elétrons no átomo.em 1900, o físico Max Planck tinha estudado processos de luz e calor, especificamente tentando entender a radiação de luz dada por um “corpo negro”, uma cavidade ideal feita por paredes perfeitamente refletoras. Esta cavidade foi imaginada como contendo objetos chamados osciladores que absorveram e emitiram luz e calor. Dado tempo suficiente, a radiação de um corpo tão negro produziria uma distribuição colorida de luz chamada espectro que dependia apenas da temperatura do corpo negro e não do que era feito. Muitos cientistas tentaram encontrar uma relação matemática que previsse como os osciladores de um corpo negro poderiam produzir uma distribuição espectral particular. Max Planck descobriu essa relação matemática correta. He assumed that the energy absorbed or emitted by the oscillators was always a multiple of some fundamental “packet of energy” he called a quantum. Objetos que emitem ou absorvem energia fazem isso em quantidades discretas, chamadas quanta.ao mesmo tempo, havia um físico trabalhando com Thomson e Rutherford chamado Niels Bohr. Bohr percebeu que a ideia de um quantum de energia poderia explicar como os elétrons no átomo são dispostos. Ele descreveu os elétrons como estando” em órbita ” ao redor do núcleo como planetas ao redor do sol. Como os osciladores num corpo negro não podiam ter qualquer energia, os electrões no átomo não podiam ter qualquer órbita. Havia apenas isótopos de hidrogênio, deutério e trítio. Ilustração de Hans & Cassidy. Cortesia do Grupo Gale.certas distâncias que eram permitidas pela energia que um elétron tinha. Se um elétron de um átomo particular absorvesse o quântico exato direito da energia, poderia se afastar mais do núcleo. Se um elétron mais distante do núcleo emitisse o quântico exato direito da energia, poderia se aproximar do núcleo. Quais os valores exatamente certos foram diferentes para cada elemento. Estes valores podem ser determinados por um processo chamado espectroscopia atômica, uma técnica experimental que olhou para o espectro de luz produzido por átomos. Um átomo foi aquecido de modo que todos os seus elétrons foram movidos para longe do núcleo. À medida que se aproximavam do núcleo, os elétrons começariam a emitir seu quanta de energia como luz. O espectro de luz produzido poderia ser examinado usando um prisma. O espectro produzido desta forma não mostrou todas as cores possíveis, mas apenas aqueles poucos que corresponderam às energias correspondentes às diferenças da órbita de elétrons. Embora mais tarde refinado, o “modelo planetário” de Bohr do átomo explicou os dados da espectroscopia atômica o suficiente para que os cientistas voltassem sua atenção para o núcleo do átomo.Rutherford, juntamente com Frederick Soddy, continuou o trabalho com elementos radioativos. Soddy, em particular, notou que como partículas alfa e beta foram emitidas a partir de átomos, os átomos mudaram de uma de duas maneiras.: (1) o elemento tornou-se um elemento totalmente diferente com reações químicas completamente novas, ou (2) o elemento manteve as mesmas reações químicas e o mesmo espectro atômico, mas só mudou em peso atômico.

he called atoms of the second group isotopes, atoms of the same element with different atomic weights. Em qualquer amostra natural de um elemento, pode haver vários tipos de isótopos. Como resultado, o peso atômico de um elemento que foi calculado por Berzelius era na verdade uma média de todos os pesos isotópicos para esse elemento. Esta foi a razão pela qual alguns elementos não caíram na ordem correta da tabela periódica de Mendeleev—o peso atômico médio dependia de quanto de cada tipo de isótopo estava presente. Soddy sugeriu colocar os elementos na tabela periódica por semelhança de reações químicas e, em seguida, numerá-los em ordem. O número atribuído a cada elemento desta forma é chamado de número atômico. Os números atômicos eram formas convenientes de se referir a elementos.entretanto, Thomson continuou o seu trabalho com o tubo de Crookes. He found that, not only were cathode rays of electrons produced, but so were positive particles. Depois de muito trabalho árduo, ele foi capaz de separar os muitos tipos diferentes de partículas positivas pelo peso. Com base nessas medições, ele foi capaz de determinar uma partícula fundamental, a menor partícula positiva produzida, chamada de próton. Uma vez que estes estavam sendo produzidos pelos átomos do cátodo e que Rutherford mostrou que o núcleo do átomo era positivo, Thomson percebeu que o núcleo de um átomo deve conter prótons. Um jovem cientista chamado Henry Moseley experimentou bombardear átomos de diferentes elementos com raios X. Assim como na espectroscopia atômica, onde o calor dá aos elétrons mais energia, os raios x dão prótons no núcleo mais energia. E assim como os elétrons emitem luz de energias específicas quando arrefecem, o núcleo emite raios x de uma energia específica quando “des-excita”. Moseley descobriu que a energia dos raios x emitidos para cada elemento seguia uma simples relação matemática. A energia dependia do número atômico para esse elemento, e o número atômico correspondia ao número de cargas positivas no núcleo. Assim, a ordenação correta da tabela periódica é aumentando o número de prótons no núcleo atômico. O número de prótons é igual ao número de elétrons em um átomo neutro. Os elétrons são responsáveis pelas reações químicas. Elementos na mesma coluna da tabela periódica têm arranjos similares de elétrons com as energias mais altas, e é por isso que suas reações são similares.

apenas um problema permaneceu. Os elétrons tinham muito pouco peso, 1/1, 836 o peso de um próton. No entanto, os protões não contabilizaram todo o peso atômico de um átomo. Foi só em 1932 que James Chadwick descobriu a existência de uma partícula no núcleo sem carga elétrica, mas com um peso ligeiramente maior que um próton. Ele nomeou esta partícula de neutrão. Os neutrões são responsáveis pela existência de isótopos. Dois átomos do mesmo elemento terão o mesmo número de prótons e elétrons, mas eles podem ter números diferentes de nêutrons e, portanto, pesos atômicos diferentes. Isótopos são nomeados por indicar o nome do elemento e, em seguida, o número de prótons mais nêutrons no núcleo. A soma dos prótons e nêutrons é chamada de número de massa. Por exemplo, o urânio-235 tem 235 protões e neutrões. Podemos olhar em uma tabela periódica para encontrar o número atômico de urânio (92) que nos diz O número de prótons. Então, subtraindo, sabemos que este isótopo tem 143 neutrões. Há outro isótopo de urânio, 238U, com 92 protões e 146 neutrões. Algumas combinações de prótons e nêutrons são menos estáveis do que outras. Imagina tentar segurar 10 bolas de bowling nos teus braços. Haverá algum acordo em que você poderá ser capaz de geri-lo. Agora tente segurar 11 ou apenas nove. Pode não haver um acordo estável e tu deixavas cair as bolas de bowling. A mesma coisa acontece com protões e neutrões. Arranjos instáveis espontaneamente desmoronam, emitindo partículas, até que uma estrutura estável é alcançada. É assim que a radioactividade, tal como as partículas alfa, é produzida. As partículas alfa são feitas de dois protões e dois neutrões a sair de um núcleo instável.o hidrogénio tem três tipos de isótopos:: hidrogénio, 2h (deutério) e 3H (trítio).

os pesos atômicos dos outros elementos foram originalmente comparados ao hidrogênio sem especificar qual isótopo. Também é difícil obter única de átomos de hidrogênio, porque, geralmente, reage com outros átomos para formar moléculas como H2 ou H2O. Assim, um elemento diferente do isótopo foi escolhido para comparação. Os pesos atômicos são agora baseados em 12 C (carbono-12). Este isótopo tem seis protões e seis neutrões no seu núcleo. O carbono-12 foi definido como sendo 12 unidades de massa atômica. (Atomic mass units, abreviado amu, are units used to compare the relative weights of atoms. Um amu é menos de 200 sextiliões de grama. Cada outro isótopo de cada outro elemento é comparado a este. Em seguida, os pesos dos isótopos de um dado elemento são médios para dar os pesos atômicos encontrados na tabela periódica.até este ponto da história do átomo, todas as partículas que compõem o átomo eram consideradas como esferas duras e uniformes. A partir de 1920, com o trabalho de Louis De Broglie, esta imagem mudou. De Broglie mostrou que partículas como elétrons às vezes podem ter propriedades de ondas. Por exemplo, se as ondas de água são produzidas por duas fontes, como deixar cair duas pedras em um lago, as ondas podem interferir umas com as outras. Isto significa que os pontos altos adicionam para fazer pontos ainda mais altos. Pontos baixos adicionam para fazer regiões ainda mais baixas. Quando os elétrons foram feitos para viajar através de uma fenda dupla, com alguns elétrons passando por uma fenda e alguns através da outra, eles efetivamente criaram duas fontes. Os elétrons mostraram este mesmo tipo de interferência, produzindo um padrão em uma placa de coleta. A capacidade de elétrons e outras partículas para às vezes mostrar propriedades de partículas e às vezes de ondas é chamada de dualidade onda-partícula. Esta complicação com a natureza do elétron significava que a ideia de Bohr de um átomo planetário não estava bem. Os elétrons têm diferentes energias discretas, mas não seguem órbitas circulares. Em 1925, Werner Heisenberg afirmou que a velocidade e localização precisa de um elétron não pode ser conhecido ao mesmo tempo. Este” princípio da incerteza de Heisenberg ” inspirou Erwin Schrödinger a elaborar uma equação para calcular como um elétron com uma certa energia se move. A equação de Schrödinger descreve regiões em um átomo onde um elétron com uma certa energia é provável estar, mas não exatamente onde ele está. Esta região de probabilidade é chamada de orbital. Os electrões movem-se tão depressa dentro destes orbitais que podemos pensar neles como se estivessem embaçados numa nuvem de electrões. Os elétrons movem-se de um orbital para outro absorvendo ou emitindo um quantum de energia, tal como Bohr explicou.