Já foi dito que, durante o século 20, o homem conquistou o "poder do átomo". Criamos bombas atômicas e geramoseletricidade por meio da energia nuclear. Nós, até mesmo, dividimos o átomo em pedaços menores chamados de partículas subatômicas.
Mas o que é um átomo exatamente? Do que ele é feito? Qual é sua aparência? A busca da estrutura do átomo uniu muitas áreas da química e da física naquela que talvez tenha sido uma das maiores contribuições da ciência moderna.


O modelo mais simples de um átomo
Neste artigo, vamos acompanhar essa fascinante história sobre como descobertas em vários campos da ciência resultaram em nossa visão moderna do átomo. Vamos ver as conseqüências de conhecer a estrutura do átomo e como essa estrutura levará a novas tecnologias.

O que é um átomo? O legado dos tempos antigos através do século XIX


Termos importantes
  • átomo - o menor pedaço de um elemento que mantém suas propriedades químicas
  • composto - substância que pode ser quebrada em elementos por meio de reações químicas
  • elétron - partícula que orbita ao redor do núcleo de um átomo e possui carga negativa (massa = 9,10 x 10-28 gramas)
  • elemento - substância que não pode ser quebrada por reações químicas
  • íon - átomo carregado eletricamente (ou seja, com excesso de carga positiva ou negativa)
  • molécula - menor pedaço de um composto que mantém suas propriedades químicas (feito de dois ou mais átomos)
  • nêutron - partícula sem carga existente no núcleo de um átomo (massa = 1,675 x 10-24gramas)
  • núcleo - parte central densa de um átomo (feito de prótons e nêutrons)
  • próton - partícula existente no núcleo de um átomo com carga positiva (massa = 1,673 x 10-24 gramas)
A visão moderna de átomo veio de muitos campos da química e da física. A idéia de átomo veio da filosofia/ciência da Grécia antiga e dos resultados da química dos séculos 18 e 19:
  • conceito do átomo
  • medidas de massa atômica
  • relações periódicas ou repetitivas entre os elementos
O conceito de átomo Da Grécia antiga até hoje, sempre imaginamos do que é composta a matéria. Para compreender o problema, aqui vai uma simples demonstração extraída da obra "The Extraordinary Chemistry of Ordinary Things, 3rd Edition" (A química incomum das coisas comuns, 3ª edição), de Carl H. Snyder:
  1. pegue um monte de clipes de papel (todos do mesmo tamanho e cor;
  2. divida o monte em dois montes iguais;
  3. divida cada um dos montes menores em dois montes iguais;
  4. repita o passo anterior até você chegar a um monte com apenas um clipe. Esse clipe ainda funciona como um clipe de papel (ou seja, prende papéis soltos);
  5. agora, pegue uma tesoura e corte esse clipe de papel pela metade. A metade do clipe de papel pode fazer o mesmo trabalho que um único clipe de papel inteiro faria?
Se você fizesse o mesmo com qualquer elemento químico, chegaria a uma parte indivisível que tem as mesmas propriedades do elemento, assim como o clipe de papel. Essa parte indivisível é o que chamamos deátomo.
A i déia do átomo foi estabelecida pela primeira vez por Demócrito em 530 a.C. Em 1808, um professor e cientista inglês chamado John Dalton propôs a teoria atômica moderna. A teoria atômica moderna afirma simplesmente o seguinte:
  • todos os elementos são compostos de átomos - os montes de clipes de papel;
  • todos os átomos de um elemento são iguais - todos os clipes de papel no monte têm o mesmo tamanho e a mesma cor;
  • os átomos de elementos diferentes são diferentes (tamanho, propriedades) - como clipes de tamanhos e cores diferentes;
  • os átomos de diferentes elementos podem se juntar e formar compostos - é possível unir diferentes clipes de diferentes tamanhos e cores para formar novas estruturas;
  • nas reações químicas, os átomos não são criados, destruídos ou alterados - não surgem novos clipes de papel, e eles também não desaparecem nem são modificados de um tamanho/cor para outro;
  • em qualquer composto, os números e tipos de átomos continuam os mesmos - o número total e os tipos de clipes que você tinha no começo são os mesmos que você vai ter no final;
A teoria atômica de Dalton formou a base da química naquela época. Dalton imaginou os átomos como pequenas esferas com ganchos. Por meio desses ganchos, um átomo poderia se combinar com outro em proporções definidas. Mas alguns elementos poderiam se combinar para criar compostos diferentes (por exemplo, hidrogênio + oxigênio criam água ou peróxido de hidrogênio). Por isso, Dalton não conseguia definir a quantidade de cada átomo nas moléculas de cada substância específica. A água tinha um oxigênio com um hidrogênio ou um oxigênio com dois hidrogênios? Esse problema foi resolvido quando os químicos descobriram como pesar os átomos.

Quanto pesam os átomos?

A capacidade de pesar átomos surgiu a partir de uma observação de um químico italiano chamado Amadeo Avogadro. Ele estava trabalhando com gases (nitrogênio, hidrogênio, oxigênio, cloro) e percebeu que, quando a temperatura e a pressão eram as mesmas, esses gases se combinavam em proporções de volume definidas. Por exemplo:
  • um litro de nitrogênio combinado com três litros de hidrogênio para formar amônia (NH3);
  • um litro de hidrogênio combinado com um litro de cloro para formar cloreto de hidrogênio (HCl);
Avogadro disse que, sob a mesma temperatura e pressão, volumes iguais de gases tinham o mesmo número de moléculas. Então, ao pesar os volumes dos gases, ele poderia determinar as proporções das massas atômicas. Por exemplo: um litro de oxigênio pesava 16 vezes mais do que um litro de hidrogênio; assim, um átomo de oxigênio devia ter 16 vezes a massa de um átomo de hidrogênio. Trabalhos desse tipo resultaram em uma escala de massa relativa dos elementos, na qual todos os elementos eram mostrados em relação ao carbono (escolhido como o padrão carbono-12). Após a criação da escala de massas relativas, experimentos posteriores puderam relacionar a massa em gramas de uma substância com o número de átomos, sendo então encontrada uma unidade de massa atômica; 1 uma (ou u) ou Dalton é igual a 1,66 x 10-24 gramas.
Nesse momento, os químicos conheceram as massas atômicas dos elementos e suas propriedades químicas, o que deu origem a um fenômeno fantástico.

As propriedades dos elementos mostravam um padrão repetitivo

No momento em que as massas atômicas foram descobertas, um químico russo chamado Dimitri Mendeleev estava escrevendo um livro e começou a organizar os elementos baseando-se em suas propriedades. Ele escrevia os elementos e suas massas atômicas recém-descobertas em cartões. Mendeleev organizou os elementos em ordem de massa atômica crescente e percebeu que aqueles com propriedades semelhantes apareciam em intervalos regulares ou períodos. A tabela de Mendeleev tinha dois problemas:
  • havia alguns espaços em branco em sua "tabela periódica";
  • quando agrupados por propriedades, a maioria dos elementos tinha massas atômicas crescentes, mas alguns estavam fora de ordem;
Para explicar as lacunas, Mendeleev afirmou que eles se deviam a elementos ainda não descobertos. Na verdade, sua tabela previu com sucesso a existência do gálio e do germânio, descobertos mais tarde. No entanto, Mendeleev nunca conseguiu explicar o motivo pelo qual alguns dos elementos estavam fora de ordem ou por que os elementos mostravam esse comportamento periódico. A ciência teria que esperar até que se conhecesse a estrutura do átomo.
Na próxima seção, vamos ver como descobrimos o interior do átomo.

A estrutura do átomo: a ciência do início do século XX

Para conhecer a estrutura do átomo, precisamos saber o seguinte:
  • quais são as partes do átomo;
  • como é a organização dessas partes;
Ao final do século XIX, pensava-se que o átomo não era nada mais do que uma minúscula esfera indivisível (de acordo com a visão de Dalton). Contudo, uma série de novas descobertas nos campos da química, eletricidade e magnetismo, radioatividade e mecânica quântica, no final do século XIX e início do século XX, mudou tudo isso. Aqui estão as contribuições que esses campos trouxeram:
  • as partes do átomo:
    • química e eletromagnetismo ---> elétron (primeira partícula subatômica)
    • radioatividade ---> núcleo
      • próton
      • nêutron
  • como é a organização do átomo - a mecânica quântica conseguiu juntar todas as peças:
    • espectros atômicos ---> Modelo de Bohr sobre o átomo
    • dualidade partícula-onda ---> Modelo quântico do átomo

      Química e eletromagnetismo: descobrindo o elétron

      No final do século XIX, químicos e físicos estavam estudando a relação entre a eletricidade e a matéria. Eles colocavam correntes elétricas de alta voltagem através de tubos de vidro cheios de gases de baixa pressão (mercúrio, neônio, xenônio), em algo bem parecido com as luzes néon. A corrente elétrica era transportada de um eletrodo (catodo), através do gás e para o outro eletrodo (anodo) na forma de um feixe chamado de raios catódicos. Em 1897, o físico britânico J. J. Thomson conduziu uma série de experimentos e obteve os seguintes resultados:
      • ele descobriu que, se o tubo fosse colocado dentro de um campo elétrico ou magnético, os raios catódicos podiam ser desviados ou movidos (é assim que o tubo de raios catódicos (TRC) de sua TV funciona);
      • ao aplicar somente um campo elétrico, somente um campo magnético ou uma combinação de ambos, Thomson conseguiu medir a razão da carga elétrica pela massa dos raios catódicos;
      • ele descobriu que a mesma razão da carga pela massa de raios catódicos era vista independentemente de qual material se encontrava no tubo ou do material de que era feito o catodo;
      Thomson chegou às seguintes conclusões:
      • os raios catódicos eram feitos de partículas minúsculas e com carga negativa, que ele chamou de elétrons;
      • os elétrons deviam se originar do interior dos átomos do gás ou do eletrodo de metal;
      • já que a razão da carga pela massa era a mesma para qualquer substância, os elétrons eram uma parte básica de todos os átomos;
      • como a razão da carga pela massa do elétron era muito alta, o elétron deveria ser muito pequeno;
      Posteriormente, um físico americano chamado Robert Milikan mediu a carga elétrica de um elétron. Com esses dois números (carga e razão da carga pela massa), os físicos calcularam a massa do elétron como 9,10 x 10-28gramas. Para compararmos, uma moeda de um centavo americano possui uma massa de 2,5 gramas, o que faz que 2,7 x 1027 elétrons pesem tanto quanto um centavo.
      Duas outras conclusões se originaram da descoberta do elétron:
      • como o elétron tem carga negativa e os átomos são eletricamente neutros, deve haver uma carga positiva em algum lugar do átomo;
      • como os elétrons são muito menores do que os átomos, deve haver outras partículas com maior massa no átomo;
      A partir desses resultados, Thomson propôs um modelo do átomo que era semelhante a uma melancia. A parte vermelha era a carga positiva, ao passo que as sementes eram os elétrons.

      Radioatividade: descobrindo o núcleo, o próton e o nêutron

      Mais ou menos na mesma época em que Thomson fazia experimentos com os raios catódicos, físicos como Henri Becquerel, Marie Curie, Pierre Curie e Ernest Rutherford estavam estudando a radioatividade. A radioatividade se caracterizava por três tipos de raios emitidos (veja Como funciona a radiação nuclear  para mais detalhes):
      • partículas alfa - com carga positiva e grande massa. Ernest Rutherford demonstrou que essas partículas eram o núcleo de um átomo de hélio;
      • partículas beta - com carga negativa e leves (posteriormente, descobriu-se que eram os elétrons);
      • raios gama - com carga neutra e sem massa (ou seja, energia);
      O experimento com radioatividade que mais contribuiu para nosso conhecimento a respeito da estrutura do átomo foi realizado por Rutherford e seus colegas. Rutherford bombardeou uma fina folha de ouro com um feixe de partículas alfa e olhou os feixes em uma tela fluorescente, percebendo o seguinte:
      • a maior parte das partículas passava direto pela folha e atingia a tela;
      • uma pequena parte (0,1%) era desviada ou dispersada para a frente (em ângulos diferentes) da folha, ao passo que outras eram dispersadas para trás da folha;
      Rutherford concluiu que os átomos de ouro eram, em sua maior parte, espaço vazio, o que permitia que a maioria das partículas alfa passasse por eles. No entanto, uma pequena região do átomo devia ser densa o bastante para desviar ou dispersar a partícula alfa. Ele chamou essa região densa de núcleo. Era o núcleo que continha a maior parte da massa do átomo. Mais tarde, quando Rutherford bombardeou nitrogênio com partículas alfa, uma partícula com carga positiva e mais leve do que a partícula alfa foi emitida. Ele chamou essas partículas de prótons e percebeu que elas eram uma partícula fundamental do núcleo. Os prótons têm uma massa de 1,673 x 10-24 gramas, cerca de 1.835 vezes mais do que um elétron.
      No entanto, os prótons não poderiam ser a única partícula no núcleo, porque o número de prótons em qualquer elemento (determinado pela carga elétrica) era menor que o peso do núcleo. Então, devia existir uma terceira partícula com carga neutra. Foi James Chadwick, físico britânico e colega de trabalho de Rutherford, quem descobriu a terceira partícula subatômica: o nêutron. Ele bombardeou uma folha de berílio com partículas alfa e percebeu que dela saía uma radiação neutra. Essa radiação neutra conseguia, por sua vez, tirar os prótons dos núcleos de outras substâncias. Chadwick concluiu que essa radiação era um fluxo de partículas com carga neutra e mais ou menos a mesma massa do próton. O nêutron tem massa de 1,675 x 10-24 gramas.


      Visão de Rutherford acerca do átomo
      Agora que as partes do átomo já eram conhecidas, como elas se organizavam para criar um átomo? O experimento de Rutherford com a folha de ouro indicou que o núcleo estava no centro do átomo e que o átomo consistia, em sua maior parte, de espaço vazio. Então, ele previu o átomo como o núcleo de carga positiva no centro, com elétrons de carga negativa circulando ao redor dele, assim como um planeta e suas luas. Embora ele não tivesse evidências de que os elétrons circulassem em torno do núcleo, seu modelo parecia razoável, mas apresentava um problema. Conforme os elétrons se movessem em círculos, eles acabariam perdendo energia e emitindo luz. A perda de energia diminuiria a velocidade dos elétrons. Assim como com qualquer satélite, esses elétrons com velocidade decrescente acabariam caindo no núcleo. Na verdade, calculou-se que um átomo de Rutherford duraria apenas bilionésimos de segundos antes de deixar de existir. Faltava alguma coisa.

      Mecânica quântica: juntando todas as peças

      Ao mesmo tempo que descobertas eram feitas com a radioatividade, físicos e químicos estavam estudando como a luz interagia com a matéria. Esses estudos deram origem ao campo da mecânica quântica e ajudaram a resolver o problema da estrutura do átomo.

      Mecânica quântica
      Ramo da física que estuda o movimento de partículas de acordo com suas propriedades ondulatórias nos níveis atômico e subatômico.
      A mecânica quântica joga luz sobre o átomo: o modelo de Bohr Físicos e químicos estudavam a natureza da luz transmitida quando correntes elétricas passavam através de tubos com elementos gasosos (hidrogênio, hélio, neônio) e quando elementos eram aquecidos (por exemplo, sódio, potássio, cálcio etc.) no fogo. Eles passavam a luz dessas fontes por um espectrômetro (um dispositivo que continha uma fenda estreita e um prisma de vidro).


      Foto cedida NASA
      Luz branca passando por um prisma.


      Foto cedida NASA
      Espectro contínuo de luz branca.
      Agora, quando passamos a luz solar por um prisma, o que vemos é um espectro contínuo de cores, como um arco-íris. No entanto, quando a luz dessas várias fontes passava pelo prisma, os cientistas encontravam um fundo negro, com linhas discretas.


      Foto cedida NASA
      Espectro de hidrogênio


      Foto cedida NASA
      Espectro de hélio
      Cada elemento possuía um espectro único e o comprimento de onda de cada linha dentro de um espectro tinha uma energia específica (consulte Como funciona a luz para mais detalhes sobre a relação entre o comprimento de onda e a energia).
      Em 1913, um físico dinamarquês chamado Niels Bohr juntou as descobertas de Rutherford com os espectros observados e, em um momento de grande intuição, criou um novo modelo de átomo. Ele sugeriu que os elétrons orbitando ao redor do núcleo somente poderiam existir em certos níveis de energia (ou seja, distâncias) a partir do núcleo, em vez dos níveis contínuos que se esperariam com base no modelo de Rutherford. Quando os átomos nos tubos de gás absorviam a energia da corrente elétrica, os elétrons ficavam excitados e pulavam dos níveis de baixa energia (próximos ao núcleo) para os de alta energia (mais distantes do núcleo). Os elétrons excitados acabariam voltando a seus níveis originais e emitiriam energia na forma de luz. Como havia diferenças específicas entre os níveis de energia, apenas comprimentos de onda específicos de luz eram vistos no espectro (linhas).


      Os modelos de Bohr de vários átomos
      A principal vantagem do modelo de Bohr era o fato de que ele funcionava. E explicava várias coisas:
      • espectros atômicos - já citados
      • comportamento periódico dos elementos - elementos com propriedades semelhantes tinham espectros atômicos parecidos:
        • Cada órbita, do mesmo tamanho e energia (camada), conseguiria segurar um número determinado de elétrons.
          • primeira camada = dois elétrons
          • segunda camada = oito elétrons
          • terceira camada e acima = oito elétrons
        • ao preencher uma camada, os elétrons eram encontrados em níveis mais altos.
        • as propriedades químicas baseavam-se no número de elétrons na camada mais distante do núcleo.
          • elementos com camadas exteriores cheias não reagem com outros elementos.
          • outros elementos pegariam ou dariam elétrons para ter a camada mais externa cheia.
      Com a invenção dos lasers em meados do século XX, descobriu-se que o modelo de Bohr também seria útil para explicar seu comportamento.
      O modelo de Bohr predominou até o surgimento de novas descobertas na mecânica quântica.

      Elétrons podem se comportar como ondas: o modelo quântico do átomo

      Embora o modelo de Bohr explicasse adequadamente como os espectros atômicos funcionavam, havia alguns problemas que ainda incomodavam os físicos e químicos:
      • por que os elétrons ficariam confinados apenas em níveis específicos de energia?
      • por que os elétrons não emitiam luz o tempo todo?
        • Já que os elétrons mudavam de direção em suas órbitas circulares (ou seja, aceleravam), eles deveriam emitir luz.
      • o modelo de Bohr conseguia explicar muito bem os espectros de átomos com um elétron na camada mais externa, mas não era muito bom para os que tinham mais de um elétron nessa camada.
      • por que somente dois elétrons ficariam na primeira camada e oito elétrons em cada camada após essa? Por que dois e oito especificamente?
      Obviamente, o modelo de Bohr ainda não contava a história toda.
      Em 1924, um físico francês chamado Louis de Broglie sugeriu que, assim como a luz, os elétrons podiam agir como partículas e ondas. A hipótese de Broglie logo foi confirmada por experimentos que mostraram que os feixes de elétrons podiam ser difratados ou curvados com sua passagem através de uma fenda, da mesma maneira que a luz. Assim, as ondas produzidas por um elétron confinado em sua órbita ao redor do núcleo definem uma onda estacionária (em inglês), com comprimento de onda, energia e freqüência específicas (os níveis de energia de Bohr), da mesma maneira que a corda de uma guitarra emite onda estacionária quando é puxada.
      Outra questão rapidamente seguiu a idéia de De Broglie. Se um elétron viajava como uma onda, seria possível localizar a posição exata de um elétron dentro dessa onda? Um físico alemão, Werner Heisenberg, respondeu que não, com o que chamou de princípio da incerteza:
      • para ver um elétron em sua órbita, é preciso iluminá-lo com um comprimento de onda menor do que o comprimento de onda do elétron em si;
      • esse pequeno comprimento de onda de luz possui energia alta;
      • o elétron irá absorver essa energia;
      • a energia absorvida irá mudar a posição do elétron;
      E nós nunca conseguiremos saber o momento e a posição de um elétron no átomo. Por isso, Heisenberg disse que não devemos imaginar os elétrons como se estivessem se movendo em órbitas bem definidas ao redor do núcleo.
      Com a hipótese de Broglie e o princípio da incerteza de Heisenberg em mente, em 1926, um físico austríaco chamado Erwin Schrodinger criou uma série de equações ou funções de onda para os elétrons. De acordo com Schrodinger, os elétrons confinados em suas órbitas definiriam ondas estacionárias e se poderia descrever somente a probabilidade de onde um elétron estaria. As distribuições dessas probabilidades correspondiam às regiões de espaço formadas ao redor do núcleo que formam as regiões chamadas de orbitais. Os orbitais poderiam ser descritos como nuvens de densidade de elétrons. A área mais densa da nuvem é onde você tem a maior probabilidade de encontrar o elétron, e a área menos densa é onde você tem a menor probabilidade de encontrar o elétron.
      A função de onda de cada elétron pode ser descrita como um conjunto de três números quânticos:
      • número principal (n) - descreve o nível de energia;
      • número azimutal (l) - a rapidez com que o elétron se move em sua órbita (momento angular), assim como a rapidez com que um CD gira (rpm). Isso se relaciona ao formato do orbital;
      • número magnético (m) - sua orientação no espaço;
      Foi sugerido posteriormente que dois elétrons não poderiam estar no mesmo estado, sendo criado um quarto número quântico. Esse número se relacionava à direção em que o elétron gira enquanto se move em sua órbita (sentido horário ou anti-horário). Apenas dois elétrons poderiam compartilhar o mesmo orbital: um no sentido horário e outro girando no sentido anti-horário.
      Os orbitais tinham formatos e números máximos diferentes em cada um dos níveis:
      • s (sharp) - esférico (máx. = 1)
      • p (principal) - formato de halteres (máx. = 3)
      • d (diffuse) - formato de quatro lóbulos (máx. = 5)
      • f (fundamental) - formato com seis lóbulos (máx. = 7)
      Os nomes dos orbitais vieram de nomes das características espectrais atômicas antes de a mecânica quântica ter sido formalmente inventada. Cada orbital consegue conter somente dois elétrons. Além disso, os orbitais têm uma ordem específica de preenchimento, que geralmente é:
      • s
      • p
      • d
      • f
      No entanto, há superposições (qualquer livro didático de química tem os detalhes).
      O modelo resultante do átomo é chamado de modelo quântico do átomo.


      Modelo quântico de um átomo de sódio.
      O sódio tem 11 elétrons distribuídos nos seguintes níveis de energia:
      1. um orbital s - dois elétrons
      2. um orbital s - dois elétrons e três orbitais p (dois elétrons cada)
      3. um orbital s - um elétron
      Atualmente, o modelo quântico é a visão mais realística da estrutura geral do átomo. Ele explica muito do que conhecemos sobre a química e a física. Veja alguns exemplos:


      A moderna tabela periódica dos elementos (os elementos são organizados baseando-se em seu número atômico, em vez de na massa)
      • Química:
        • a tabela periódica - o padrão da tabela e sua organização refletem a organização dos elétrons no átomo.
          • Os elementos possuem diferentes números atômicos - o número de prótons ou elétrons aumenta com a tabela, já que os elétrons vão preenchendo as camadas.
          • Os elementos possuem massas atômicas diferentes - o número da soma de prótons e nêutrons vai aumentando de acordo com a tabela.
          • Linhas - os elementos de cada linha têm o mesmo número de níveis de energia (camadas).
          • Colunas - os elementos têm o mesmo número de elétrons na camada ou nível de energia mais externo (de um a oito).
        • Reações químicas - a troca de elétrons entre os diferentes átomos (dando, pegando ou compartilhando). A troca envolve elétrons no nível mais externo de energia em tentativas de preencher essa camada mais externa (ou seja, buscam atingir a forma mais estável do átomo).
      • Física
        • Radioatividade - mudanças no núcleo (decaimento) têm como consequência a emissão de partículas radioativas.
        • Reatores nucleares - dividindo o núcleo (fissão).
        • Bombas nucleares - dividindo o núcleo (fissão) ou formando um núcleo (fusão).
        • Espectros atômicos - causados por elétrons excitados que mudam de níveis de energia (absorção ou emissão de energia na forma de fótons de luz).

          É possível ver os átomos?

          Os átomos são tão pequenos que não podemos vê-los a olho nu. Para dar uma noção de alguns tamanhos, aqui estão diâmetros aproximados de vários átomos e partículas:
          • átomo = 1 x 10-10 metros
          • núcleo = de 1 x 10-15 a 1 x 10 -14 metros
          • nêutron ou próton = 1 x 10-15 metros
          • elétron - não se sabe com exatidão, mas acredita-se que seja algo da ordem de 1 x 10-18 metros
          É impossível ver um átomo com um microscópio de luz. No entanto, em 1981, foi criado um tipo de microscópio chamado de microscópio eletrônico de tunelamento (STM). O STM consiste no seguinte:
          • uma ponta muito pequena e afiada que conduz eletricidade (sonda);
          • um dispositivo de varredura rápida piezoelétrica no qual é encaixada a ponta;
          • componentes eletrônicos que fornecem corrente elétrica à ponta, controlam o dispositivo de varredura e aceitam os sinais do sensor de movimento;
          • um computador para controlar o sistema e fazer a análise dos dados (coletar, processar e exibir dados);
          O STM funciona assim:
          • uma corrente é fornecida à ponta (sonda) enquanto o dispositivo de varredura (scanner) move a ponta rapidamente pela superfície de uma amostra condutora;
          • quando a ponta encontra um átomo, o fluxo de elétrons entre o átomo e a ponta muda;
          • o computador registra a mudança na corrente com a posição x,y do átomo;
          • o scanner continua a posicionar a ponta sobre cada ponto x,y da superfície de amostra, registrando uma corrente para cada ponto;
          • o computador coleta os dados e desenha um mapa da corrente sobre a superfície que corresponde a um mapa das posições atômicas;
          O processo é muito parecido com uma velha vitrola, em que a agulha é a ponta e as ranhuras no disco de vinil são os átomos. A ponta do STM se move sobre o contorno atômico da superfície, usando corrente de tunelamento como um detector sensível da posição atômica.


          Foto cedida National Institute of Standards and Technology (NIST)
          Imagem de STM (7 nm x 7 nm) de uma cadeia em ziguezague simples de átomos de césio (vermelho) sobre uma superfície de arsenieto de gálio (azul)
          .
          O STM e as novas variações desse microscópio nos permitem ver átomos. Além disso, o STM pode ser usado para manipular átomos, como mostramos aqui:


          Foto cedida NIST
          Foto de: Laboratórios de pesquisa da IBM em Almaden
          Átomos podem ser posicionados em uma superfície usando um ponta de STM, o que permite criar um padrão personalizado sobre a superfície
          Os átomos podem ser movidos e moldados para formar vários dispositivos, como motores moleculares (consulte Como funcionará a nanotecnologiapara obter mais detalhes).
          Resumindo: a ciência no século XX revelou a estrutura do átomo. Os cientistas agora conduzem experimentos para revelar detalhes sobre a estrutura do núcleo e as forças que o mantém unido.