Número atômico

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Uma explicação dos sobrescritos e subscritos vistos na notação de número atômico. O número atômico é o número de prótons e, portanto, também a carga positiva total no núcleo atômico.
O modelo de Rutherford-Bohr do átomo de hidrogênio ( Z = 1 ) ou um íon semelhante ao hidrogênio ( Z > 1 ). Neste modelo, é uma característica essencial que a energia do fóton (ou frequência) da radiação eletromagnética emitida (mostrada) quando um elétron salta de um orbital para outro seja proporcional ao quadrado matemático da carga atômica ( Z 2 ). A medição experimental por Henry Moseley desta radiação para muitos elementos (de Z = 13 a 92 ) mostrou os resultados conforme previsto por Bohr. Tanto o conceito de número atômico quanto o modelo de Bohr receberam crédito científico.

O número atômico ou número de prótons (símbolo Z ) de um elemento químico é o número de prótons encontrados no núcleo de cada átomo desse elemento. O número atômico identifica exclusivamente um elemento químico . É idêntico ao número de carga do núcleo. Em um átomo sem carga , o número atômico também é igual ao número de elétrons .

A soma do número atômico Z e do número de nêutrons N dá o número de massa A de um átomo. Uma vez que prótons e nêutrons têm aproximadamente a mesma massa (e a massa dos elétrons é desprezível para muitos propósitos) e o defeito de massa da ligação do nucleon é sempre pequeno em comparação com a massa do nucleon, a massa atômica de qualquer átomo, quando expressa na forma atômica unificada unidades de massa (que fazem uma quantidade chamada a " massa isotópica relativo "), está dentro de 1% de todo o número uma .

Átomos com o mesmo número atômico, mas diferentes números de nêutrons e, portanto, diferentes números de massa, são conhecidos como isótopos . Um pouco mais de três quartos dos elementos de ocorrência natural existem como uma mistura de isótopos (ver elementos monoisotópicos ), e a massa isotópica média de uma mistura isotópica para um elemento (chamada de massa atômica relativa) em um ambiente definido na Terra, determina o peso atômico padrão do elemento . Historicamente, eram esses pesos atômicos dos elementos (em comparação com o hidrogênio) que eram as quantidades mensuráveis ​​pelos químicos no século XIX.

O símbolo convencional Z vem da palavra alemã Z ahl 'número', que, antes da síntese moderna de idéias da química e da física, apenas denotava a posição numérica de um elemento na tabela periódica , cuja ordem é aproximadamente, mas não completamente, consistente com a ordem dos elementos por pesos atômicos. Só depois de 1915, com a sugestão e a evidência de que esse número Z era também a carga nuclear e uma característica física dos átomos, a palavra Atom z ahl (e seu número atômico equivalente em inglês ) passou a ser comum neste contexto.

História

A tabela periódica e um número natural de cada elemento de

Químico russo Dmitri Mendeleev , criador da tabela periódica.

Em termos gerais, a existência ou construção de uma tabela periódica de elementos cria uma ordenação dos elementos e, portanto, eles podem ser numerados em ordem.

Dmitri Mendeleev afirmou que organizou suas primeiras tabelas periódicas (publicadas pela primeira vez em 6 de março de 1869) em ordem de peso atômico ("Atomgewicht"). [1] No entanto, em consideração às propriedades químicas observadas dos elementos, ele mudou ligeiramente a ordem e colocou o telúrio (peso atômico 127,6) à frente do iodo (peso atômico 126,9). [1] [2] Este posicionamento é consistente com a prática moderna de ordenar os elementos pelo número do próton, Z , mas esse número não era conhecido ou suspeitado na época.

Niels Bohr , criador do modelo Bohr .

No entanto, uma simples numeração baseada na posição da tabela periódica nunca foi inteiramente satisfatória. Além do caso do iodo e telúrio, posteriormente vários outros pares de elementos (como argônio e potássio , cobalto e níquel ) eram conhecidos por ter pesos atômicos quase idênticos ou invertidos, exigindo assim sua colocação na tabela periódica para ser determinada por seus produtos químicos propriedades. No entanto, a identificação gradual de cada vez mais elementos de lantanídeos quimicamente semelhantes , cujo número atômico não era óbvio, levou à inconsistência e incerteza na numeração periódica dos elementos pelo menos a partir do lutécio (elemento 71) em diante ( háfnio não era conhecido neste momento).

O modelo de Rutherford-Bohr e van den Broek

Em 1911, Ernest Rutherford deu um modelo do átomo em que um núcleo central detinha a maior parte da massa do átomo e uma carga positiva que, em unidades de carga do elétron, seria aproximadamente igual à metade do peso atômico do átomo, expresso em número de átomos de hidrogênio. Essa carga central seria, portanto, aproximadamente metade do peso atômico (embora fosse quase 25% diferente do número atômico do ouro ( Z = 79 , A = 197 ), o único elemento a partir do qual Rutherford fez sua estimativa). No entanto, apesar da estimativa de Rutherford de que o ouro tinha uma carga central de cerca de 100 (mas era o elemento Z = 79na tabela periódica), um mês após o artigo de Rutherford aparecer, Antonius van den Broek sugeriu formalmente que a carga central e o número de elétrons em um átomo eram exatamente iguais ao seu lugar na tabela periódica (também conhecido como número do elemento, número atômico e simbolizado por Z ). Este acabou por ser o caso.

1913 A experiência de Moseley

Henry Moseley em seu laboratório.

A posição experimental melhorou dramaticamente após a pesquisa de Henry Moseley em 1913. [3] Moseley, após discussões com Bohr que estava no mesmo laboratório (e que havia usado a hipótese de Van den Broek em seu modelo de átomo de Bohr ), decidiu testar Van de den Broek e hipótese de Bohr directamente, por ver se linhas espectrais emitidas a partir de átomos excitados equipado postulação da teoria Bohr que a frequência das linhas espectrais ser proporcional ao quadrado da Z .

Para fazer isso, Moseley mediu os comprimentos de onda das transições mais internas dos fótons (linhas K e L) produzidas pelos elementos do alumínio ( Z  = 13) ao ouro ( Z  = 79) usados ​​como uma série de alvos anódicos móveis dentro de um raio-x tubo . [4] A raiz quadrada da frequência desses fótons (raios-x) aumentou de um alvo para o próximo em uma progressão aritmética. Isto levou à conclusão ( lei de Moseley ) que o número atómico faz estreitamente correspondem (com um deslocamento de uma unidade para a K-linhas, no trabalho de Moseley) para o calculada carga eléctrica do núcleo, isto é, o número de elemento de Z . Entre outras coisas, Moseley demonstrou que oA série de lantanídeos (do lantânio ao lutécio inclusive) deve ter 15 membros - nem menos nem mais - o que estava longe de ser óbvio pela química conhecida na época.

Elementos em falta

Após a morte de Moseley em 1915, os números atômicos de todos os elementos conhecidos do hidrogênio ao urânio ( Z  = 92) foram examinados por seu método. Havia sete elementos (com Z  <92) que não foram encontrados e, portanto, identificados como ainda não descobertos, correspondendo aos números atômicos 43, 61, 72, 75, 85, 87 e 91. [5] De 1918 a 1947, todos os sete esses elementos ausentes foram descobertos. [6] Por esta altura, os primeiros quatro elementos de transurânio também tinham sido descobertos, de forma que a tabela periódica estava completa sem lacunas até o cúrio ( Z  = 96).

O próton ea ideia de elétrons nucleares

Em 1915, a razão para a carga nuclear ser quantizada em unidades de Z , que agora eram reconhecidas como sendo o mesmo que o número do elemento, não foi compreendida. Uma velha ideia chamada hipótese de Prout postulava que os elementos eram todos feitos de resíduos (ou "protilos") do elemento mais leve hidrogênio, que no modelo de Bohr-Rutherford tinha um único elétron e carga nuclear de um. No entanto, já em 1907, Rutherford e Thomas Royds mostraram que as partículas alfa, que tinham uma carga de +2, eram os núcleos dos átomos de hélio, que tinham uma massa quatro vezes a do hidrogênio, não duas vezes. Se a hipótese de Prout fosse verdadeira, algo deveria estar neutralizando parte da carga dos núcleos de hidrogênio presentes nos núcleos dos átomos mais pesados.

Em 1917, Rutherford teve sucesso em gerar núcleos de hidrogênio a partir de uma reação nuclear entre partículas alfa e gás nitrogênio, [7] e acreditava ter provado a lei de Prout. Ele chamou as novas partículas nucleares pesadas de prótons em 1920 (nomes alternativos sendo proutons e protilos). Ficou imediatamente aparente a partir do trabalho de Moseley que os núcleos de átomos pesados ​​têm mais do que o dobro da massa que seria esperada de serem feitos de núcleos de hidrogênio e, portanto, era necessária uma hipótese para a neutralização dos prótons extras.presumivelmente presente em todos os núcleos pesados. Presumia-se que um núcleo de hélio era composto de quatro prótons mais dois "elétrons nucleares" (elétrons ligados dentro do núcleo) para cancelar duas das cargas. Na outra ponta da tabela periódica, pensava-se que um núcleo de ouro com massa 197 vezes maior que a do hidrogênio continha 118 elétrons nucleares no núcleo, para dar a ele uma carga residual de +79, consistente com seu número atômico.

A descoberta do neutrão faz Z o número de protões

Todas as considerações sobre os elétrons nucleares terminaram com a descoberta do nêutron por James Chadwick em 1932. Um átomo de ouro agora era visto como contendo 118 nêutrons em vez de 118 elétrons nucleares, e sua carga positiva agora era percebida como vindo inteiramente de um conteúdo de 79 prótons. Depois de 1932, portanto, o número atômico Z de um elemento também foi considerado idêntico ao número de prótons de seus núcleos.

O símbolo Z

O símbolo convencional Z possivelmente vem da palavra alemã Atom z ahl (número atômico). [8] No entanto, antes de 1915, a palavra Zahl (simplesmente número ) era usada para um número atribuído a um elemento na tabela periódica.

Propriedades químicas

Cada elemento possui um conjunto específico de propriedades químicas em decorrência do número de elétrons presentes no átomo neutro, que é Z (o número atômico). A configuração desses elétrons segue os princípios da mecânica quântica . O número de elétrons nas camadas de elétrons de cada elemento , particularmente na camada de valência mais externa , é o principal fator na determinação de seu comportamento de ligação química . Conseqüentemente, é apenas o número atômico que determina as propriedades químicas de um elemento; e é por esta razão que um elemento pode ser definido como consistindo em qualquer mistura de átomos com um dado número atômico.

Novos elementos

A busca por novos elementos geralmente é descrita por meio de números atômicos. Em 2021, todos os elementos com números atômicos de 1 a 118 foram observados. A síntese de novos elementos é realizada bombardeando átomos alvo de elementos pesados ​​com íons, de modo que a soma dos números atômicos do alvo e dos elementos iônicos seja igual ao número atômico do elemento que está sendo criado. Em geral, a meia-vida de um nuclídeo se torna mais curta à medida que o número atômico aumenta, embora os nuclídeos não descobertos com certos números " mágicos " de prótons e nêutrons possam ter meia-vida relativamente mais longa e compreender uma ilha de estabilidade .

Veja também

Referências

  1. ^ a b A tabela de elementos periódica , Instituto Americano de Física
  2. ^ O desenvolvimento da tabela periódica , Royal Society of Chemistry
  3. ^ Solicitando os elementos da tabela periódica , Royal Chemical Society
  4. ^ Moseley, HGJ (1913). "XCIII. Os espectros de alta frequência dos elementos" . Revista Filosófica . Series 6. 26 (156): 1024. doi : 10.1080 / 14786441308635052 . Arquivado do original em 22 de janeiro de 2010.
  5. ^ Eric Scerri , A tale of seven elements, (Oxford University Press 2013) ISBN 978-0-19-539131-2 , p.47 
  6. ^ Chapéus de Scerri. 3-9 (um capítulo por elemento)
  7. ^ Ernest Rutherford | NZHistory.net.nz, história da Nova Zelândia online . Nzhistory.net.nz (19 de outubro de 1937). Obtido em 26/01/2011.
  8. ^ Origem símbolo Z . frostburg.edu