TRABALHO DE QUIMICA GERAL- MODELOS

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Benjamim Pedro Alferes
Adélia Viriato Issa
Cesarina Fátima Arlindo
Estrutura de um átomo: Modelos atómicos, distribuição electrónica e semelhanças atómicas
(Licenciatura em Ensino de Quimica)
Universidade Rovuma
Nampula
2021
Benjamim Pedro Alferesi
Adélia Viriato Issa
Cesarina Fátima Arlindo
Estrutura de um átomo: Modelos atómicos, distribuição electrónica e semelhanças atómicas
Trabalho de carácter avaliativo leccionado pelo docente Abelardo Gregório Banze, na faculdade de Ciências Naturais, Matemática e Estatística, na cadeira de Química Geral, curso de Licenciatura em Ensino de Química, Turma C46, I ano 
Universidade Rovuma
Nampula
2021
Índice 
Introdução	3
ESTRUTURA DE UM ÁTOMO	4
Modelos atómicos	4
Modelo atómico de Dalton	4
Modelo atómico de Thomson	5
Modelo atómico de Rutherford	6
Modelo atómico de Bohr	7
Os níveis de energia	8
Distribuição electrónica por subníveis	9
Semelhanças atómicas	10
Exercícios de consolidação	11
Conclusão	13
Referência bibliográficas	14
Introdução
Átomo é a partícula essencial da matéria, ou seja, é constituinte básico de qualquer ser vivo ou objecto. Sabe-se actualmente que o átomo é composto por partículas como os protões, neutrões, electrões. Ao redor do núcleo, giram os electrões (cargas eléctricas negativas), em camadas ou níveis electrónicos, sem perder energia. Os protões são partículas electricamente carregadas, enquanto os neutrões não possuem carga.
Os modelos atómicos são os aspectos estruturais dos átomos que foram apresentados por cientistas na tentativa de compreender melhor o átomo e a sua composição.
Em 1808, o cientista inglês John Dalton propôs uma explicação para a propriedade da matéria. Trata-se da primeira teoria atómica que dá as bases para o modelo atómico conhecido actualmente. constituição da matéria é motivo de estudos desde a antiguidade. Os pensadores Leucipo (500 a.C.) e Demócrito (460 a.C.) formularam a ideia de haver um limite para a pequenas partículas.
Eles afirmavam que elas se tornariam tão pequenas que não poderiam ser divididas. Chamou-se a essa partícula última de átomo. A palavra é derivada dos radicais gregos que, juntos, significam o que não se pode dividir.
O presente trabalho de química foram abordados os seguintes temas: Modelos Atómicos, distribuição electrónica, semelhanças atómicas. Está estruturado da seguinte forma elementos pré-textuais, elementos textuais e elementos pós-textuais
ESTRUTURA DE UM ÁTOMO 
Modelos atómicos
Uma questão que sempre intrigou os filósofos e os cientistas é a constituição elementar da matéria.
Por volta de 450 a.C., dois filósofos gregos, Demócrito e Leucipo, imaginaram que, se pegássemos um corpo qualquer e fossemos dividindo sucessivas vezes, haveria um momento no qual essa divisão não seria mais possível. Neste momento teríamos chegado no átomo (do grego: a: não, tomo: divisível), o que significa sem partes, indivisível.
Modelo atómico de Dalton 
A primeira tentativa reconhecida de descrever os átomos partiu do cientista inglês John Dalton (1766-1844) em um modelo que ficou popularmente conhecido como “bola de bilhar”.
Em 1806, na tentativa de explicar algumas leis que envolviam massas de substâncias químicas, o químico inglês, John Dalton (1766 – 1844) propôs uma teoria atómica que pode ser resumida:
· Todas as substâncias são formadas por átomos;
· Os átomos de um elemento químico são idênticos no tamanho e nas características, já os de elementos químicos distintos são diferentes;
· As substâncias são resultado de uma reacção química, que consiste na recombinação dos átomos.
Modelo bola de bilhar
Pontos negativos
Como os electrões ainda não eram conhecidos quando Dalton formulou sua teoria, essas partículas, que hoje sabemos que fazem parte dos átomos, não foram consideradas.
Modelo atómico de Thomson
Em 1897, Joseph John Thomson (1856-1940) conseguiu demonstrar que o átomo não é indivisível, utilizando uma aparelhagem denominada tubo de raios catódicos. Dentro do tubo de vidro havia, além de uma pequena quantidade de gás, dois eléctrodos ligados a uma fonte Peléctrica externa. Quando o circuito era ligado, aparecia um feixe de raios provenientes do cátodo (eléctrodo negativo), que se dirigia para o ânodo (eléctrodo positivo). Esses raios eram desviados na direcção do pólo positivo de um campo eléctrico. 
Com base nesse experimento, Thomson concluiu que: 
· Os raios eram partículas (corpúsculos) menores que os átomos; 
· Os raios apresentavam carga eléctrica negativa. Essas partículas foram denominadas electrões (e).
O electrão 
 Thomson foi o responsável por descobrir a existência dos electrões, partículas dotadas de carga negativa e que fazem parte dos átomos. Essa descoberta derrubou a teoria atómica de Dalton, que o átomo é indivisível, mas sim formado por partículas ainda menores e, por isso, ficou conhecido como “pudim de passas”.
Átomo de Thomson (1898): esfera de carga positiva com electrões fixados.
Segundo Thomson:
· O átomo é electricamente neutro;
· Os electrões fixam-se em uma superfície carregada positivamente;
· Existe uma repulsão entre os electrões distribuídos nos átomos.
Pontos negativos: Embora Thomson levasse em consideração a existência dos electrões, o átomo não é uma esfera positiva, mas sim dotada de partículas com cargas positivas, os pró tons, identificados em 1886 pelo cientista Eugene Goldstein e confirmados posteriormente por Ernest Rutherford.
Modelo pudim de passas 
O protão ()
 Em 1886, o físico alemão Eugen Goldstein, usando uma aparelhagem semelhante à de Thomson, observou o aparecimento de um feixe luminoso no sentido oposto ao dos electrões. Concluiu que os componentes desse feixe deveriam apresentar carga eléctrica positiva. Posteriormente, em 1904, Ernest Rutherford, ao realizar o mesmo experimento com o gás hidrogénio, detectou a presença de partículas com carga eléctrica positiva ainda menores, as quais ele denominou protões (p). A massa de um protão é aproximadamente 1 836 vezes maior que a de um electrão.
Modelo atómico de Rutherford
Através de seus experimentos Ernest Rutherford (18711937) conseguiu demonstrar que o átomo não era uma partícula indivisível como se acreditava, mas sim que ele era formado por partículas menores.
Átomo de Rutherford (1911): núcleo com carga positiva e os electrões situam-se ao redor dele na eletrosfera.
Experiencia de Rutherford
Para verificar se os átomos eram maciços, Rutherford bombardeou uma finíssima lâmina de ouro (de aproximadamente 0,0001 cm) com pequenas partículas de carga eléctrica positiva, denominadas partículas alfa (α), emitidas por um material radioactivo
As observações feitas durante o experimento levaram Rutherford a tirar uma série de conclusões:
	 Observação
	 Conclusão 
	a) A maior parte das partículas α atravessava a lâmina sem sofrer desvios 
	A maior parte do átomo deve ser vazia. Nesse espaço (eletrosfera) devem estar localizados os electrões
	. b) Poucas partículas α (1 em 20 000) não atravessavam a lâmina e voltavam.
	Deve existir no átomo uma pequena região onde está concentrada sua massa (o núcleo)
	c) Algumas partículas α sofriam desvios de trajectória ao atravessar a lâmina.
	O núcleo do átomo deve ser positivo, o que provoca uma repulsão nas partículas α (positivas).
Segundo Rutherford:
· O átomo apresenta uma região central com alta concentração de carga positiva;
· A massa de um átomo se concentra na sua região central;
· Os electrões são mais leves e se localizam ao redor do núcleo, região que contém muitos espaços vazios.
Modelo planetário 
Pontos negativos: O núcleo atómico não possui apenas partículas de carga positiva, mas existem também outras partículas subatómicas, os neutrões, descobertos por James Chadwick em 1932. Além disso, o modelo proposto por Rutherford não explicava a emissão de luz pelos átomos.
A comparação do número de partículas que atravessavam a lâmina com o número de partículas que voltavam levou Rutherford a concluir que o raio do átomo é 10 mil vezesmaior que o raio do núcleo. A partir dessas conclusões, Rutherford propôs um novo modelo atómico, semelhante ao sistema solar.
Modelo atómico de Bohr
Buscando explicar o porquê dos elementos emitirem cores características quando expostos a algumas condições e baseado no modelo atómico de Rutherford, Niels Bohr (1885-1962) propôs uma teoria atómica que explicava a emissão de luz em certas frequências.
Em 1913, Niels Böhr (1885-1962) propôs um novo modelo atómico, relacionando a distribuição dos electrões na eletrosfera com sua quantidade de energia. 
Segundo Bohr:
· Os electrões movimentam-se nas camadas ao redor do núcleo;
· As camadas ao redor do núcleo apresentam valores de energia específicos;
· Para ir para um nível mais externo o electrão deve absorver energia. Ao retornar para uma camada mais próxima do núcleo, o electrão libera energia.
Pontos negativos: Não pode-se afirmar que os electrões realizam uma trajectória ao redor do núcleo em posições fixas como os planetas ao redor do Sol.
Os níveis de energia
O trabalho de Bohr despertou o interesse de vários cientistas para o estudo dos espectros descontínuos. Um deles, Sommerfield, percebeu, em 1916, que as raias obtidas por Bohr eram na verdade um conjunto de raias mais finas e supôs então que os níveis de energia estariam divididos em regiões ainda menores, por ele denominadas subníveis de energia.
 O número de cada nível indica a quantidade de subníveis neles existentes. Por exemplo, o nível 1 apresenta um subnível, o nível 2 apresenta dois subníveis, e assim por diante. Esses subníveis são representados pelas letras s, p, d, f, g, h, … 
 Estudos específicos para determinar a energia dos subníveis mostraram que: 
· Existe uma ordem crescente de energia nos subníveis;
· Os electrões de um mesmo subnível contêm a mesma quantidade de energia;
· Os electrões se distribuem pela eletrosfera ocupando o subnível de menor energia disponível.
A criação de uma representação gráfica para os subníveis facilitou a visualização da sua ordem crescente de energia. Essa representação é conhecida como diagrama de Linus Pauling:
O preenchimento da eletrosfera pelos electrões em subníveis obedece à ordem crescente de energia definida pelo diagrama de Pauling:
1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f < 5d < 6p < 7s < 5f < 6d
Cada um desses subníveis pode acomodar um número máximo de electrões
	Subnível
	s
	p
	d
	f
	N⁰ de orbitais por subníveis
	
1
	
3
	
5
	
7
	N⁰ máximo de electrões 
	
2
	
6
	
10
	
14
Distribuição electrónica por subníveis 
Distribuição electrónica: é uma representação que se refere ao modo em que os electrões estão distribuídos nas camadas ou níveis de energia que ficam ao redor do núcleo de um átomo.
Como num átomo o número de protões (Z) é igual ao número de electrões (), Conhecendo o número atómico poderemos fazer a distribuição dos electrões nos subníveis.
Exemplos:
 1 2 1 2 3 
 :1 2 2 3 3 43 1 2
 Na distribuição electrónica de escândio percebe-se que o subnível 4aparece antes do subnível 3, de acordo com a ordem crescente de energia. No entanto, pode-se escrever essa mesma configuração electrónica ordenando os subníveis pelo número quântico principal. Assim, obteremos a chamada ordem geométrica ou ordem de distância:
 :1 2 2 3 3 3 4 
Nota-se que, na ordem geométrica, o último subnível — mais externo do núcleo — é o 4 , sendo que esse subnível mais distante indica a camada de valência do átomo. Portanto:
“O subnível mais energético nem sempre é o mais afastado do núcleo”.
No caso do escândio, o subnível mais energético é o 3,apresentando 1 electrão, enquanto o mais externo é o 4 , com 2 electrões. A distribuição electrónica do 21Sc por camadas pode ser obtida tanto pela ordem energética como pela ordem geométrica e é expressa por:
 K = 2 L = 8 M = 9 N = 2
Semelhanças atómicas 
Semelhança atómica é uma propriedade ou característica obtida a partir de um estudo comparativo realizado entre os átomos de elementos químicos iguais ou diferentes, no qual avaliamos as igualdades e as diferenças apresentadas por eles, principalmente no que tange aos seguintes critérios:
· Número atómico (Z);
· Número de massa (A);
· Número de protões ();
· Número de electrões ();
· Número de neutrões (n).
Os tipos de semelhanças atómicas que podem existir entre dois ou mais átomos são: Isótopos, isóbaros, isótonos e isoeletrônicos.
1. Isótopos
Isótopos: são átomos que apresentam o mesmo número atómico (Z), por pertencerem ao mesmo elemento químico, mas diferentes números de massa (A).
A maioria dos elementos químicos é constituída por uma mistura de isótopos, os quais podem ser encontrados, na natureza, em proporção praticamente constante. Vejamos, a seguir, os isótopos naturais de alguns elementos químicos e as proporções nas quais eles são encontrados:
	Elementos
	 Carbono
	Oxigénio
	Potássio
	Representação
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	Abundancia (%)
	98,88
	1,11
	Traços
	99,7
	0,04
	0,2
	93,30
	0,01
	6,70
2. Isóbaros
Isóbaros: são átomos que apresentam diferentes números atómicos (Z), mas mesmo número de massa (A).
Exemplos: 
Os isóbaros pertencem, portanto, a elementos químicos diferentes
3. Isótonos
Isótonos: são átomos que apresentam o mesmo número de neutrões (n), mas diferentes números atómicos (Z) e de massa (A).
Exemplos: 
4. Isoeletrônicos
Isoeletrônicos: átomos e iões que apresentam a mesma quantidade de electrões.
Exemplos: 
Exercícios de consolidação
1. Os átomos M e N são isóbaros e apresentam as seguintes características:
 
Determine: 
a) Os números atómicos de M e N.
b) Os números de massa de M e N.
2. Considere as representações:
 
Sabendo que R e S são isótopos, determine os números atómicos (Z). 
Conclusão 
Pós termos feito o trabalho concluímos que os modelos atómicos surgiram a partir da necessidade de explicar a estrutura do átomo, quando novas evidências sobre constituição dos átomos eram apresentadas um novo modelo atómico. 
Concluímos que a distribuição electrónica corresponde ao modo como os electrões estão organizados ao redor do núcleo do átomo, ocupando as sete (7) camadas electrónicas e relacionando-se com as linhas horizontais da tabela periódica, e também abordamos sobre as semelhanças atómicas que são propriedades ou características obtidas a partir de um estudo comparativo realizado entre os átomos de elementos químicos iguais ou diferentes, no qual avaliamos as igualdades e as diferenças apresentadas por eles.
Referência bibliográficas 
Usberco, João Química — volume único / João Usberco, Edgard Salvador. — 5. ed. reform. — São Paulo : Saraiva, 2002
CHANG, R. Química. 5. ed., Lisboa, McGraw-Hill, 1994
 Feltre, Ricardo, 1928- . Química / Ricardo Feltre. — 6. ed. — São Paulo : Moderna, 2004
https://www.todamateria.Com.br/evolução-dos-modelos-atómicos/
https;//www.m.manualdaquimica.com/química-geral/semelhanças-atómicas.htm 
GLINKA,N.Quimica Geral 1,Editora Mir Moscovo.1988 
 
 
 
Benjamim Pedro Alferes
 
Adélia Viriato Issa
 
Cesarina Fátima Arlindo
 
 
 
 
 
 
 
 
Estrutura de um átomo: 
Modelos atómicos, distribuição electrónica e semelhanças 
atómicas
 
(Licenciatura em Ensino de Quimica)
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Universidade Rovuma
 
Nampula
 
2021
 
 
Benjamim Pedro Alferes 
Adélia Viriato Issa 
Cesarina Fátima Arlindo 
 
 
 
 
 
 
 
Estrutura de um átomo: Modelos atómicos, distribuição electrónica e semelhanças 
atómicas 
(Licenciatura em Ensino de Quimica) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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