Curso Online de Proteção Radiológica

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Proteção Radiológica

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O curso de Proteção radiológica tem a intenção de promover o aprimoramento dos profissionais e estudiosos da área no que tange seus principais conteúdos, tais como: fundamentos de radioproteção e dosimetria, grandezas e unidades para radiação ionizante, utilização de equipamentos de radioproteção, interpretação da Portaria 453/98.

Visão macroscópica da matéria A observação simples da matéria que compõe todos os objetos, seres vivos e a própria Terra mostra, entre outras coisas, uma diferenciação na constituição, na cor, no grau de dureza, na transparência ou opacidade, na elasticidade e na estabilidade, ou não, das suas características no tempo. Uma inspeção mais aguda permite identificar a mesma natureza química, em objetos com características físicas muito diferentes, como por exemplo, o grafite, o diamante sintético, o diamante natural e o carbono em pó. A busca da identificação e da caracterização dos elementos básicos que permitem compor tais objetos invoca a necessidade de unificação dos conceitos e a crença na simplicidade da Natureza.

Substâncias simples e compostas O simples fato de uma peça de ferro exposta à umidade se enferrujar gradativamente com o tempo mostra o surgimento de outra substância, a ferrugem, em cuja composição deve constar o ferro e algo proveniente do ar ou da água. Isto implica que uma substância considerada simples, pode compor outras substâncias ao combinarse.
Fases e estados da substância Uma substância como a água pode se apresentar sob a forma de líquido, de gelo ou de vapor, conforme sua temperatura. Da mesma maneira, muitas outras substâncias. Outra característica notável das substâncias é o estado de organização em que se apresenta, ora de forma caótica, amorfa, ora sob a forma de cristais regulares

Visão microscópica da matéria Analisando um material com o microscópico percebe-se que tanto as substâncias simples como as consideradas compostas apresentam a mesma imagem, para as variadas e possíveis ampliações. Mesmo utilizando um microscópio poderoso, como o microscópio eletrônico, o cenário pouco se modifica e só indica o modo de organização do material. Isto sugere que os elementos básicos continuam invisíveis ao microscópio óptico e até ao eletrônico e que, para identificá-los é preciso utilizar modelos e procedimentos hipotéticos de trabalho. Por exemplo, pode-se supor que, ao cortar um pedaço de ferro em fragmentos gradativamente menores, deve-se chegar a uma fração que, se cortada, deixará de ser ferro. Esta fração final foi denominada, pelos gregos, de átomo.

A aceitação do átomo A necessidade de se invocar a hipótese da estrutura corpuscular da matéria, somente ocorreu no final do século 18, quando da descoberta das leis químicas das proporções definidas por Proust (1754-1826) e das proporções múltiplas por Dalton (1766-1844). Essas leis conduziram, de forma natural, à consideração de que quando substâncias elementares se combinam, o fazem como entidades discretas ou átomos. 1.1.6. Lei das proporções definidas Um determinado composto químico é sempre formado pelos mesmos elementos químicos combinados sempre na mesma proporção em massa, independentemente de sua procedência ou método de preparação. Exemplo: 10 g de H + 80 g de O formam 90 g de H2O, na proporção 1:8. 1.1.7. Lei das proporções múltiplas As massas de um elemento químico que se combinam com uma massa fixa de um segundo elemento, para formar compostos diferentes, estão entre si numa proporção de números inteiros, em geral pequenos. Exemplo:

ESTRUTURA DA MATÉRIA 1.2.1. Composição da matéria Todos os materiais existentes no universo são constituídos de átomos ou de suas combinações. As substâncias simples são constituídas de átomos e, as combinações destes, formam as moléculas das substâncias compostas. A maneira como os átomos se combinam depende da sua natureza e das propriedades que as suas estruturas propiciam. 1.2.2. Estrutura do átomo O conceito inicial de átomo indivisível sofreu modificações profundas com as experiências realizadas por Ernest Rutherford (1871-1937) e seus colaboradores. O modelo utilizado para representar o átomo, passou a ser concebido como tendo um núcleo pesado, com carga elétrica positiva, e vários elétrons, com carga elétrica negativa, cujo número varia com a natureza do elemento químico. O raio de um átomo é da ordem de 10-7 cm e suas propriedades químicas são definidas pelos elétrons das camadas mais externas.

O valor do raio depende da força de atração entre o núcleo e os elétrons e é expresso em angstron (1 A = 10-8 cm) ou em picômetro (1 pm=10-12 m). Assim, aumentando-se Z, o raio diminui; aumentando-se o número de camadas eletrônicas, o raio aumenta. Para átomos com a última camada de elétrons completa, o raio tende a ser menor devido à alta energia de ligação das partículas. Assim, os raios do 40Ca, 222Rn e 207Pb medem 2,23 ,1,34 e 1,81 A , respectivamente, enquanto que o raio do 39K vale 2,77 A e o raio do 127I, 1,32 A . 1.2.4. Raio iônico O acréscimo ou o desfalque de elétrons num átomo modifica o raio do sistema restante, que é o íon. O íon positivo, denominado de cátion, possui elétrons a menos. O íon negativo, o ânion, tem excesso de elétrons. O desfalque de elétrons faz com que a carga nuclear atue mais intensamente sobre os elétrons restantes, reduzindo o raio. Este é o caso do 127I, cujo raio vale 1,32 A e raio iônico vale 0,50 A . O efeito do emparelhamento de elétrons é significativo, como se pode perceber com o 40Ca cujo raio vale 2,23 e o raio iônico de Ca2+ = 0,99 A . O excesso de elétrons aumenta o raio, pela atenuação da força de atração pelo núcleo e aumento da repulsão entre os elétrons. A deficiência de elétrons diminui o raio conforme pode ser observado, comparando-se os raios dos cátions com carga (+1), (+2) e (+3). Por exemplo, Ag+ com 1,26 e Ag2+ com 0,89 A , Bi3+ com 0,96 e Bi5+ com 0,74 A . 1.2.5. Estrutura eletrônica Os elétrons se distribuem em camadas ou orbitais, de tal modo que dois elétrons não ocupem o mesmo lugar ao mesmo tempo. Somente dois elétrons podem ocupar a mesma região no espaço, mas eles devem ter características magnéticas (spin) diferentes. Esta restrição é denominada de Princípio de exclusão de Pauli. Quanto mais elétrons possuir o elemento químico, mais camadas ele deve ter ou mais complexa será a maneira como eles se acomodarão. Cada orbital pode ser representado por um elétron se movendo segundo uma trajetória circular (ou elíptica) ou por uma nuvem envolvendo o núcleo e distribuída em torno de um raio médio, conforme é ilustrado na Figura 1.1. O orbital é um conceito proveniente da teoria quântica do átomo e é definido como uma região do espaço em torno do núcleo onde os elétrons têm grande probabilidade de estar localizados. Cada camada comporta um número definido de elétrons. Quando preenchida, denomina-se camada fechada. O número de elétrons destas camadas é denominado de número mágico e, quando excedido, os novos elétrons devem ocupar novos orbitais, senão haverá repetição dos números quânticos que caracterizam cada elétron (ver 1.2.13). Os números mágicos são: 2, 8, 18, 32, 32, 18 até 8.

Cada elétron está vinculado ao átomo pela atração entre a sua carga negativa e a carga positiva do núcleo e pelo acoplamento atrativo do seu momento magnético (spin) com elétrons da mesma camada. A força atrativa sofre uma pequena atenuação devido à repulsão elétrica dos demais elétrons. A energia consumida neste acoplamento se denomina energia de ligação. Para elementos de número atômico elevado, a energia de ligação dos elétrons próximos ao núcleo é bastante grande, atingindo a faixa de 100 keV (ver Tabela 1.2), enquanto que a dos elétrons mais externos é da ordem de alguns eV. Os elétrons pertencentes às camadas fechadas possuem energia de ligação com valores bem mais elevados do que os das camadas incompletas e, portanto, são os mais estáveis. A Figura 1.2 mostra a variação da energia de ligação dos elétrons da última camada, ou energia potencial de ionização, com o número atômico Z do elemento químico. Quanto maior o raio atômico, mais distante os elétrons estarão do núcleo e, portanto, mais fraca será a atração sobre eles. Assim, quanto maior o raio atômico, menor o potencial de ionização. Os valores máximos correspondem a de elementos com a última camada eletrônica completa.