Antiguidade

O conceito de que a matéria é constituída por unidades individuais e que não pode ser dividida em quantidades cada vez mais pequenas de forma arbitrária existe desde a Antiguidade. No entanto, este conceito tinha por base noções filosóficas, e não o experimentalismo ou a observação empírica.

A natureza dos átomos em filosofia variou consideravelmente ao longo do tempo e entre culturas e escolas de pensamento, tendo muitas vezes associados elementos espirituais. As primeiras referências ao conceito de átomo datam da antiguidade indiana no século VI a.C.

As escolas Nyaya e Vaisheshika desenvolveram teorias complexas sobre como os átomos se combinavam entre si para formar objetos mais complexos, primeiro em pares e depois em trios de pares.

No Ocidente, as primeiras referências aos átomos surgem um século mais tarde com Leucipo, cujo pensamento foi sistematizado pelo seu aluno Demócrito, que por volta 450 a.C. cunhou o termo átomos.

Embora nos conceitos indiano e grego os átomos se baseassem exclusivamente na filosofia, a ciência moderna viria a adotar séculos mais tarde o nome proposto por Demócrito.

Primeiras teorias científicas

 

Lista de elementos de John Dalton, considerado o pioneiro da teoria atómica moderna. Dalton propôs que cada elemento químico era constituído por átomos de um único tipo e os compostos químicos eram formados por grupos de átomos diferentes.

Até ao desenvolvimento da química pouco ou nenhum progresso ocorreu no conceito de átomo. No entanto, o conceito básico de átomo explicava de forma precisa as novas descobertas que estavam a acontecer no campo da química.

Em 1661, o filósofo naturalista Robert Boyle publicou The Sceptical Chymist, em que argumentava que a matéria era constituída por várias combinações de "corpúsculos" ou átomos, em vez dos elementos clássicos da terra, ar, fogo e água.

A obra também forneceu a primeira definição de "elemento químico": um corpo simples e não misturado que não pode ser feito de outro corpo. Embora esta definição tenha sido negligenciada ao longo do século seguinte, o trabalho de Boyle é hoje considerado um marco da história da química por separar a alquimia da química.

É uma definição semelhante de elemento químico que consta no Traité Élémentaire de Chimie, escrito em 1789 pelo nobre e investigador científico francês Antoine Lavoisier, e que viria a dominar a química no século seguinte.

Ao longo do século XVIII, foram descobertos diversos elementos químicos, tais como a platina (1735), o níquel (1751), o magnésio (1755) e o oxigênio (1771). 

Porém, ainda não havia sido formulada uma teoria que explicasse uma relação inequívoca entre os átomos e os elementos químicos.

Com a sistematização da Lei das proporções definidas por Joseph Louis Proust e a lei da conservação da massa por Antoine Lavoisier, foi consolidado o conhecimento que permitiu ao inglês John Dalton explicar em 1803, a partir do conceito de átomo, o motivo pelo qual os elementos reagem sempre numa pequena razão de números inteiros e o porquê de certos gases se dissolverem melhor na água do que outros.

Dalton propôs que cada elemento fosse constituído por átomos de um único tipo e que grupos de átomos diferentes formariam os compostos químicos.

Isto possibilitou o cálculo da massa atómica relativa dos átomos e a identificação de uma relação inequívoca entre um dado átomo e o respectivo elemento químico.

Por esse feito, Dalton é considerado o pioneiro da teoria atómica moderna.

Em 1817 Johann Wolfgang Döbereiner observou que os elementos podiam ser agrupados em grupos de três com propriedades semelhantes, ideia também desenvolvida por Leopold Gmelin que identificou grupos de quatro ou cinco elementos com propriedades semelhantes.

A ideia de organizar os elementos conforme as suas propriedades foi mais tarde desenvolvida por outros cientistas como Alexandre-Emile Béguyer de Chancourtois, Julius Lothar Meyer e John Newlands, culminando com a publicação da tabela periódica de Dimitri Mendeleev em 1871.

Ao contrário das tabelas anteriores, a tabela proposta por Mendeleev antevia as propriedades de elementos que ainda não tinham sido isolados e dispunha de espaços vazios na sua estrutura para posterior preenchimento.

A teoria das partículas (e, por conseguinte, a teoria atómica) foi validada em 1827, quando o botânico Robert Brown observou ao microscópio partículas de pó a flutuar na água e descobriu que se moviam erraticamente – um fenómeno que veio a ficar conhecido como movimento browniano.

Em 1877, J. Desaulx sugeriu que o fenómeno era causado pelo movimento térmico das moléculas de água e, em 1905, Albert Einstein publicou a primeira descrição matemática desse movimento, confirmando assim a hipótese.

O físico francês Jean Perrin utilizou o trabalho de Einstein para determinar experimentalmente a massa e a dimensão dos átomos, o que constituiu uma forte evidência experimental a favor da teoria atómica de Dalton.

Descoberta do elétron e do núcleo

 

A experiência de Geiger-Marsden:
Em cima: os resultados esperados de acordo com o modelo de Thomson; as partículas alfa passariam pelo átomo com desvio irrisório.
Em baixo: os resultados observados, que deram mais tarde origem ao modelo de Rutherford; uma pequena parte das partículas foram desviadas pala concentração de carga positiva do núcleo.

O físico Joseph John Thomson, através do seu trabalho com raios catódicos em tubos de Crookes, descobriu em 1897 o elétron e a sua natureza subatómica, o que destruiu o conceito de átomos enquanto unidades indivisíveis.

O tubo de Crookes consiste numa ampola que contém apenas vácuo e um dispositivo elétrico que faz os elétrons de qualquer material condutor saltar e formar feixes, que são os próprios raios catódicos.

Thomson descobriu que os raios catódicos são afetados por campos elétricos e magnéticos, e deduziu que a deflexão dos raios catódicos por estes campos são desvios de trajetória de partículas muito pequenas de carga negativa – os elétrons.

Thomson acreditava que os elétrons se encontravam distribuídos pelo átomo, com a respetiva carga elétrica equilibrada pela presença de um mar uniforme de carga positiva – o modelo atómico de Thomson.

No entanto, em 1909, um grupo de investigadores sob a orientação do físico Ernest Rutherford bombardeou uma folha de outro com íons de hélio e descobriu que uma pequena percentagem era defletida com ângulos muito maiores do que aqueles que eram previsíveis segundo o modelo de Thomson.

Rutherford interpretou a experiência da folha de ouro como uma sugestão de que a carga positiva de um átomo e a maioria da sua massa estavam concentradas num núcleo no centro do átomo, enquanto os elétrons orbitavam à sua volta de forma semelhante aos planetas à volta do sol – o modelo atómico de Rutherford.

Os íons de hélio com carga positiva perto deste núcleo denso seriam então defletidos em ângulos muito maiores.

Descoberta dos isótopos

Ao fazer experiências com produtos do decaimento radioativo, em 1913 o radioquímico Frederick Soddy descobriu que parecia existir mais do que um tipo de átomo em cada posição da tabela periódica.

O termo isótopo foi cunhado por Margaret Todd para descrever os diferentes átomos que pertencessem ao mesmo elemento. Thomson criou uma técnica para separar os tipos de átomo através do seu trabalho com gases ionizados, o que posteriormente levou à descoberta dos isótopos estáveis.

Modelo de Bohr

Em 1913, o físico Niels Bohr propôs um modelo no qual se assumia que os elétrons de um átomo orbitavam o núcleo, mas que só o podiam fazer ao longo de um conjunto finito de órbitas e que podiam saltar entre estas órbitas apenas através de alterações de energia correspondentes à absorção ou radiação de um fotão.

Esta quantificação foi usada para explicar porque é que as órbitas dos elétrons são estáveis (dado que, normalmente, as cargas em aceleração perdem energia cinética que é emitida na forma de radiação eletromagnética – ver radiação sincrotrônica) e porque é que os elementos absorvem e emitem radiação eletromagnética em espectros diferentes.

 

Modelo de Bohr do átomo de hidrogénio, mostrando um elétron a saltar entre órbitas fixas e a emitir um fotão de energia com uma frequência específica.

Mais tarde no mesmo ano, Henry Moseley forneceu ainda mais evidências experimentais que sustentavam a teoria de Bohr.

Estas evidências reforçavam os modelos de Rutheford e Van den Broek, que propunham que o átomo contém no seu núcleo um número de cargas nucleares positivas igual ao seu número atómico na tabela periódica.

Até estas experiências, desconhecia-se que o número atómico fosse uma quantidade física e experimental. Esta equivalência continua a ser o modelo atómico aceite atualmente.

Ligações químicas

As ligações químicas entre átomos foram explicadas por Gilbert Newton Lewis, em 1916, como as interações entre os seus elétrons.

Uma vez já se conhecia que as propriedades químicas dos elementos se repetiam de acordo com a lei periódica, em 1919 o químico norte-americano Irving Langmuir sugeriu que isto podia ser explicado se os elétrons de um átomo estivessem de alguma forma ligados.

Assim, pensava-se que os grupos de elétrons ocupavam um conjunto de camadas de elétrons à volta do núcleo.

Física quântica

A experiência de Stern-Gerlach de 1922 forneceu mais evidências da natureza quântica do átomo.

Quando um feixe de átomos de prata atravessou um campo magnético especialmente concebido, o feixe dividiu-se com base na direção do momento angular do átomo, ou spin. Uma vez que esta direção é aleatória, era espectável que feixe se propagasse numa linha.

Em vez disso, o feixe dividiu-se em duas partes, dependendo se o spin atómico estava orientado para cima ou para baixo.

Com base na proposta de Louis de Broglie de 1924 de que as partículas se comportavam até determinado ponto como ondas, em 1926 Erwin Schrödinger desenvolveu um modelo matemático do átomo que descrevia os elétrons como formas de onda tridimensionais, em vez de partículas pontuais.

Uma das consequências de usar formas de onda para descrever os elétrons é que é matematicamente impossível obter valores precisos tanto para a posição como para o momento de determinada partícula ao mesmo tempo.

Isto veio a ser conhecido por princípio da incerteza.

Segundo este conceito, por cada medição de uma posição só é possível obter uma gama de valores prováveis para o momento, e vice-versa.

Embora este modelo fosse difícil de conceber visualmente, foi capaz de explicar alguma observações do comportamento dos átomos que os modelos anteriores não conseguiam, tais como determinados padrões estruturais e espectrais de átomos maiores que o hidrogénio.

Assim, o modelo planetário do átomo foi depreciado a favor de um que descrevia as zonas orbitais à volta do núcleo em que fosse mais provável existirem elétrons.

Descoberta do neutrão

O desenvolvimento do espectrômetro de massa tornou possível medir de forma exata a massa dos átomos.

O aparelho usa um íman para desviar a trajetória de um feixe de íons, sendo a quantidade de deflexão determinada pela proporção da massa atómica em relação à sua carga. O químico Francis William Aston usou um espectómetro para demonstrar que os isótopos tinham diferentes massas.

A massa destes isótopos variava conforme quantidades integrais, o que é denominado "regra do número inteiro".

A explicação para estes diferentes isótopos atómicos surgiu apenas com a descoberta em 1932 pelo físico James Chadwick do neutrão – uma partícula de carga neutra com uma massa semelhante ao protão.

Até então, os isótopos eram explicados como elementos com o mesmo número de protões, mas diferente número de neutrões no interior do núcleo.

Fissão, alta energia e matéria condensada

 

Numa reação de fissão nuclear, o núcleo de um átomo divide-se em partes mais pequenas e liberta grande quantidade de energia.

Em 1938, o químico alemão Otto Hahn, estudante de Rutherford, direcionou neutrões para átomos de urânio esperando obter elementos transurânicos. Em vez disso, o resultado das suas experiências foi bário.

Um ano mais tarde, Lise Meitner e o seu sobrinho Otto Frisch verificaram que os resultados de Hahn foram na realidade a primeira fissão nuclear experimental.

Em 1944, Hahn recebeu o prémio Nobel de química. No entanto, apesar dos seus esforços nesse sentido, as contribuições de Meitner e Frisch não foram reconhecidos.

Na década de 1950, o desenvolvimento de melhores aceleradores de partículas e detectores de partículas permitiu aos cientistas estudar os impactos dos átomos em movimento a alta energia.

Verificou-se que os protões e os neutrões eram hádrons, ou comósitos de partículas ainda mais pequenas denominadas quarks. Foram desenvolvidos modelos padrão de física nuclear que explicavam de forma eficaz as propriedades do núcleo em termos destas partículas subatômicas e as forças que governavam as interações entre si.

Por volta de 1985, Steven Chu e a sua equipa nos Bell Labs desenvolveram uma técnica para diminuir a temperatura dos átomos usando lasers. No mesmo ano, uma equipa liderada por William Daniel Phillips conseguiu reter átomos de sódio numa armadilha magnética.

A conjugação destas duas técnicas e um método baseado no efeito doppler, desenvolvido por Claude Cohen-Tannoudji, permitiu que pequenos grupos de átomos fossem arrefecidos para alguns microkelvins.

Isto permitiu que os átomos fossem estudados com elevada precisão, o que mais tarde veio a permitir a descoberta do condensado de Bose-Einstein.

Em termos históricos, os átomos individuais sempre foram proibitivamente pequenos para terem aplicações científicas. No entanto, recentemente têm sido construídos aparelhos que usam um único átomo de metal ligado por ligantes orgânicos para construir um transístor de elétron único.

Têm sido realizadas experiências para reter e abrandar átomos individuais através de arrefecimento a laser, de modo a melhorar a compreensão da matéria.