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UNIVERSIDADE ESTADUAL DO MARANHÃO- UEMA 
CENTRO DE ESTUDOS SUPERIORES DE BACABAL 
DEPARTAMENTO DE CIÊNCIAS EXATAS E NATURAIS 
CURSO DE CIÊNCIAS BIOLÓGICAS BACHARELADO 
DOCENTE: WILLY BAUER 
DISCENTES: FRANCISCA ALICE XIMENDES FREITAS 
FERNANDA DIAS LIMA 
FERNANDO DA SILVA SENA 
JOSÉ HENRIQUE PEREIRA DOS SANTOS 
JOÃO PEDRO DE ARAÚJO SOUSA ALMEIDA 
JOÃO VINÍCIOS LIMA DA SILVA 
 
 
 
 
 
 
 
MODELOS ATÔMICOS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Bacabal- MA 
2021 
 FRANCISCA ALICE XIMENDES FREITAS 
FERNANDA DIAS LIMA 
FERNANDO DA SILVA SENA 
JOSÉ HENRIQUE PEREIRA DOS SANTOS 
JOÃO PEDRO DE ARAÚJO SOUSA ALMEIDA 
JOÃO VINÍCIOS LIMA DA SILVA 
 
 
 
 
 
 
 
MODELOS ATÔMICOS 
 
 
Trabalho de pesquisa apresentado a disciplina 
de Fundamentos da química, do curso de 
Ciências Biológicas-Bacharelado da 
Universidade Estadual do Maranhão-UEMA, 
Campus-Bacabal como requisito para a 
obtenção da primeira nota. 
Orientação do prof. MSc. Willy Bauer. 
 
Bacabal - MA 
2021 
SUMÁRIO 
 
1. MODELO ATÔMICO NA ANTIGUIDADE ................................................................4 
 
2. MODELO ATÔMICO DE JOHN DALTON .................................................................6 
 
3. MODELO ATÔMICO DE JOSEPH JOHN THOMSON................................................8 
 
4. MODELO ATÔMICO DE ERNEST RUTHERFORD................................................10 
 
5. MODELO ATÔMICO DE NIELS BOHR...................................................................13 
 
6. MODELO DE SCHRÖDINGER DE BROGLIE E 
HEISENBERG..............................................................................................................16 
 
 REFERÊNCIAS............................................................................................................18 
 
 
 
 
 
 
 
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1 MODELO ATÔMICO NA ANTIGUIDADE 
 Desde a Antiguidade, os homens tentavam encontrar respostas para entender a natureza 
e tudo que os cercava. Buscando compreender a natureza, o filósofo grego Tales de Mileto 
procurava respostas à questão que já intrigava os pensadores de sua sociedade: de que é 
constituída a matéria? Para ele, a água era a causa material, ou seja, o elemento do qual se 
originavam todas as coisas. 
Outros filósofos gregos propuseram que mais três elementos deveriam constituir a 
matéria básica. Anaxímenes (VI a.c.) propôs que o ar seria o elemento constituinte do Universo. 
Heráclito considerou que, se a natureza é caracterizada pela mudança, então o elemento 
essencial deveria ser o que apresentasse uma mudança notável. Propôs então o fogo como 
elemento básico. Empédocles, juntou essas propostas e considerou que esses três elementos 
deveriam ser a base de todo o Universo. Concluiu que não existiam apenas três elementos, mas 
quatro, e acrescentou a terra como quarto elemento. Para eles, a matéria seria constituída por 
átomos (indivisíveis) e espaços vazios. 
Aristóteles modificou a doutrina de Empédocles. Segundo ele, o Universo seria formado 
pela combinação do que chamou elementos fundamentais : água, ar, fogo e terra. Tais elementos 
podiam se transformar uns nos outros pela mudança de suas propriedades e ao se combinarem 
davam origem a todos os materiais. Para ele, a matéria seria contínua, ou seja, negava a 
existência de átomos e espaços vazios entre eles. Na sua concepção de matéria, haveria um 
limite para a divisibilidade. Sua teoria prevaleceu até o século XVI. 
Para Aristóteles, toda matéria seria transformada por um substrato, o qual se modifica 
pela mudança de suas propriedades e qualidades, que seriam em número de quatro: quente, frio, 
seco e úmido. Essas qualidades se dispõem em pares contrários, resultando formas diferentes: 
quente seco (fogo), quente úmido (ar), frio úmido (água) e frio seco (terra). Trocando-se uma 
dessas qualidades, muda-se a forma da matéria. Ao ser aquecida, a água se transforma em ar, o 
qual pode inflamar quando perde a qualidade de úmido, se transformando no fogo e assim por 
diante. 
 Assim Demócrito de Abdera (420 a.c) e Leucipo(450 a.c). Ambos trabalhavam em 
conjunto para entender como os fenômenos da natureza se discorriam, entretanto não temos 
documentos redigidos por Leucipo ou por Demócrito, que fala na descrição do que é o átomo, 
o que temos respectivamente é um relato de Aristóteles na qual ele comenta esse experimento, 
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feito tanto por Leucipo quanto por Demócrito. Que para eles se a matéria se fragmentar 
infinitamente, ela se perderia no espaço vazio. Eles chegaram à conclusão que a matéria, ela 
não pode se fragmentar infinitamente, porque ela perde a sua característica de movimentação 
no vazio. 
Logo eles cunharam o termo átomo e a descrição desse termo, dado aproximadamente 
de 430 anos A.C. a palavra átomo origem grega, o "A" significa negação e "TOM" significa 
parte ou seja a parte que se conhece ela tem uma divisão infinita, existe uma parte última é 
considerada a estrutura daquela matéria. 
Ainda nessa época não existia o método cientifico, apenas uma forma de tentar 
interpretar natureza, hoje claramente nós vemos que a matéria que nós conhecemos, ainda hoje 
pode sofrer fragmentações, que são as suas sub partículas com estruturas específicas e 
claramente da física quântica. Para Aristóteles a matéria é formada por quatro elementos: água, 
fogo, terra e ar. Para ele, esses quatro elementos, eles se combinavam de diferentes maneiras, 
para formar tudo que tinha na natureza e no universo. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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2 MODELO ATÔMICO DE JOHN DALTON 
 O químico inglês John Dalton foi responsável pela elaboração da primeira teoria 
atômica conhecida. Retomando os conceitos de Demócrito e Leucipo, Dalton definiu o átomo 
como partícula esférica, maciça e indivisível que compõe toda matéria, podendo ser comparada 
a uma bola de bilhar. Sua teoria foi também elucidada tomando base em conceitos químicos 
anteriores: o Princípio da Conservação das Massas de Antonie Lavousier, e a Lei das 
Proporções Constantes de Joseph Proust. Embora a hipótese de Dalton tenha sido objetada pelas 
proposições conseguintes de outros estudiosos, é certo que foi de grande contribuição para o 
estudo da composição da matéria, posto que representa uma abertura para o estudo detalhado 
das características atômicas. 
Quanto à natureza dos átomos, Dalton afirmou que: 
• O átomo é a partícula fundamental de toda matéria, ou seja, sua unidade mínima. Tem 
forma esférica, maciça e homogênea, é indivisível e indestrutível e não é provido de 
carga elétrica. 
• Ocorrem na natureza, específica e unicamente, sem a possibilidade de criação artificial. 
• Diferentes elementos apresentam átomos de massas e propriedades também diferentes 
e, de maneira similar, todos os átomos de um mesmo elemento possuem propriedades e 
massa idênticos. Para fins de exemplificação, é valido citar que um átomo de carbono 
difere de um átomo de oxigênio quanto a um conjunto de aspectos, mas é idêntico a um 
outro átomo de carbono. 
• Ao combinar-se átomos diferentes, obtêm-se como resultado um composto. Essa 
combinação não altera a massa original de nenhum dos elementos, isso significa dizer 
que não há diminuição ou aumento em suas massas durante a reação, assim, a 
quantidades de cada elemento permanecerão as mesmas. Então, de maneira consoante 
ao que afirma a Lei de Proust, as proporções entre os elementos permanecem iguais no 
produto da reação. 
• As reações químicas nada mais são do que uma reorganização de átomos dos elementos. 
Estabelecendo relação com a Lei de Lavousier, Dalton define que não ocorre criação ou 
destruição de átomos, mas apenas um rearranjo que dá origem a um novo composto. 
 O modelo de Dalton contribuiu fundamentalmente para a análise da matéria e sua 
composição, mas sua descrição do átomo foi refutada a partir da descoberta, por Joseph John 
Thomson, de unidades menores queo átomo e eletricamente carregados. Dessa forma, a 
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primeira teoria acerca do átomo precisou passar por reformulações a fim de apresentar definição 
mais adequada. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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3 MODELO ATÔMICO DE JOSEPH JOHN THOMSON 
O modelo atômico de Thomson foi proposto no ano de 1898 pelo físico inglês Joseph 
John Thomson ou, simplesmente, J.J. Thomson. Após ter diversas evidências experimentais 
sobre a existência do elétron, ele derrubou a teoria da indivisibilidade do átomo proposta por 
John Dalton. Thomson, a partir de seu modelo, confirmou e provou a existência de elétrons 
(partículas com carga elétrica negativa) no átomo, ou seja, o átomo possui partículas 
subatômicas. 
Thomson propôs seu modelo atômico tendo como base descobertas relacionadas com a 
radioatividade e experimentos realizados com o tubo de raios catódicos construído pelos 
cientistas Geissler e Crookes. Veja uma representação desse tubo. 
 
Fonte:https://m.brasilescola.uol.com.br/amp/quimica/o-atomo-thomson.htm 
Quando um gás rarefeito, em baixa pressão, é submetido a uma alta tensão elétrica (por 
exemplo, 15000 V), produz um feixe de luz (composto por cargas elétricas) que parte do cátodo 
(polo negativo) em direção ao ânodo (polo positivo). 
Com esse experimento, Thomson chegou à conclusão de que, quando os átomos do 
material gasoso no interior do tubo eram submetidos a uma alta tensão, seus elétrons eram 
arrancados e direcionados até a placa positiva. 
Considerações propostas pelo modelo atômico de Thomson. 
Com os experimentos realizados com o tubo de raios catódicos, Thomson propôs sua 
interpretação de como seria o átomo e sua constituição. Assim, de acordo com ele: 
• O átomo é uma esfera, mas não maciça como propunha o modelo atômico de John 
Dalton; 
• O átomo é neutro, já que toda matéria é neutra; 
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• Como o átomo apresenta elétrons, que possuem cargas negativas, logo, deve apresentar 
partículas positivas para que a carga final seja nula; 
• Os elétrons não estão fixos ou presos no átomo, podendo ser transferidos para outro 
átomo em determinadas condições; 
• O átomo pode ser considerado como um fluido contínuo de cargas positivas onde 
estariam distribuídos os elétrons, que possuem carga negativa; 
• Associou o seu modelo a um pudim de passas (as quais representam os elétrons); 
• Como os elétrons que estão espalhados apresentam a mesma carga, existe entre eles uma 
repulsão mútua, o que faz com que estejam uniformemente distribuídos na esfera. 
Novidades propostas ao átomo pelo modelo de Thomson; 
O modelo atômico de Thomson foi o segundo proposto para o átomo. O primeiro 
modelo foi formulado por John Dalton. 
O modelo de Thomson tratou de novos conhecimentos sobre o átomo que até então não 
haviam sido propostos por falta de embasamento cientifico, como: 
• Natureza elétrica da matéria; 
• Divisibilidade do átomo; 
• Presença de partículas pequenas e com carga no átomo. Problemas apontados 
para o átomo de Thomson 
Vários físicos na época da proposta do modelo atômico de Thomson, pautados nas 
teorias da Física Clássica, apontaram algumas incoerências presentes nesse modelo: 
Thomson propôs que o átomo apresentava uma estabilidade em relação à distribuição 
uniforme dos elétrons, o que poderia ser modificado por influência de energia. Porém, a Física 
Clássica, com base no eletromagnetismo, não permite a existência de um sistema estável 
pautado apenas na repulsão entre as partículas de mesma carga. 
Para Thomson, os elétrons estão distribuídos uniformemente no átomo, mas eles têm a 
capacidade de se deslocar de forma acelerada e, por isso, devem emitir radiação eletromagnética 
em certas frequências especificas. Todavia, isso não era observado. 
O modelo de Thomson era muitas vezes ineficaz para explicar propriedades atômicas, 
como sua composição e organização. 
 
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4 MODELO ATÔMICO DE ENEST RUTHERFORD 
O modelo atômico de Rutherford foi obtido por meio de uma das suas experiências 
realizadas em colaboração com seu colega Hans Geiger e seu aluno Ernest Marsden, na qual 
pretendiam analisar o poder de penetração das partículas alfa () sobre alguns materiais 
A experiência consistia em incidir um feixe de partículas alfa () em direção a uma 
lâmina de platina de ouro fina, a qual tinha em sua volta uma tela de detecção constituída por 
sulfeto de zinco. Durante o experimento eles observaram que a maioria das partículas  
penetravam na lâmina sem sofrer desvios, algumas sofriam pequenas deflexão e apenas 1 a cada 
20.000 partículas era desviada. Com este resultado ele postulou que: grande parte do átomo 
deve ser constituído de um imenso vazio e que as cargas positivas chamadas de prótons se 
encontravam todas concentradas no núcleo, além disto, os elétrons descobertos por Thomson 
não estavam grudados no átomo e sim encontravam-se em volta do mesmo e que o raio do 
átomo era maior do que o raio do seu núcleo (ATKINS, 2012) 
O modelo atômico de Rutherford apresenta-se da maneira a figura a seguir: 
 
 
Fonte: http://alunosonline.uol.com.br/upload/conteud 
Em seu experimento, Rutherford fez com que a radiação alfa fosse emitida de maneira 
linear, objetivando que a radiação atingisse a finíssima folha de ouro em um único ponto. 
Utilizou um anteparo de sulfeto de zinco de modo a detectar as emissões defletidas (desviadas). 
Rutherford descartou a natureza maciça do átomo, intuindo sobre um novo modelo, 
onde o núcleo seria muito pequeno e muito mais denso que a periferia do átomo. O núcleo, 
formado por cargas positivas, desviaria as partículas alfa que interagissem com ele, e como se 
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comprovou o núcleo ser bastante diminuto (em relação à recém-descoberta eletrosfera), isso 
explicaria o baixíssimo número de deflexões (1%). 
O resultado observado foi o seguinte: 
• A maioria das partículas continuou sua trajetória atravessando a lâmina de ouro; 
• Poucas partículas atravessaram a lâmina e desviaram-se de sua trajetória; 
• Poucas partículas foram refletidas, não atravessando a lâmina. 
• Esse modelo de Rutherford ficou conhecido como sistema planetário porque o Sol seria 
o núcleo, enquanto os planetas seriam os elétrons que ficam girando ao redor. 
 
Alguns anos mais tarde a terceira partícula subatômica (nêutron) foi descoberta e 
alterou-se um pouco o modelo de Rutherford. O núcleo atômico era composto pelos prótons 
(partículas positivas) e nêutrons (partículas neutras), compondo quase que a massa total do 
átomo. 
Todas as propostas de Rutherford para a criação do seu modelo atômico foram resultado 
de um experimento em que ele incidiu feixes de radiação alfa (oriundos de polônio radioativo 
presente em uma caixa de chumbo) sobre uma fina lâmina de ouro, com uma placa de metal 
coberta de sulfeto de zinco atrás e nas laterais. O sulfeto de zinco é um sal que, ao receber 
radiação, brilha. 
Rutherford, então, observou que três pontos (a, b, c), em especial, brilharam durante 
esse experimento: 
• Ponto a (maior incidência de brilho): indicava que a radiação alfa atravessou a 
lâmina de ouro sem problema algum, pois estaria na direção do orifício de 
abertura do bloco de chumbo; 
• Ponto b (pequena incidência de brilho): indicava que a radiação alfa atravessou 
a lâmina de ouro, mas que teria sofrido desvios durante a travessia; 
• Ponto c (uma quantidade extremamente pequena de brilho): localizado à frente 
da lâmina de ouro, indicava que radiação alfa não atravessou. 
Rutherford atribuiu esses resultados observados aos átomos que formam a lâmina de 
ouro, interpretando da seguinte forma: 
https://www.infoescola.com/fisica/eletrosfera/
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• Radiação alfa que atinge o ponto a: a radiação alfa é positiva e passa por uma 
região do átomo de imensos espaços vazios. Também há a presença de elétrons 
em alguns orbitais. 
• Radiação alfa que atinge o ponto b: a radiação alfa atravessa os átomosda 
lâmina de ouro, porém chega a um determinado momento em que ela passa 
próxima do pequeno núcleo do átomo, que é carregado positivamente, gerando 
repulsão na radiação. 
• Radiação alfa que atinge o ponto c: a radiação alfa atravessa os átomos da 
lâmina de ouro, porém atingem em cheio um pequeno núcleo, que é carregado 
positivamente, gerando repulsão na radiação. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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5 MODELO ATÔMICO DE NIELS BOHR 
O modelo atômico de Bohr, proposto em 1913 por Niels Bohr, apresenta os elétrons 
distribuídos em camadas ao redor de um núcleo. Semelhante à órbita de um planeta, mostra que 
os elétrons movem-se em sentidos circulares, mas que as órbitas possuem energias definidas. 
Trabalhando após Rutherford, o brilhante físico teórico dinamarquês, o jovem Niels 
Bohr, resgatou o modelo atômico ao propor que um elétron em órbita, apesar de ser uma carga 
acelerada, necessariamente não emitiria energia. 
No final do século XIX, a cadeira de Física Teórica da Universidade de Berlim era 
ocupada por Max Planck (1858-1957), que em 1900 apresentou um trabalho que permitia 
compreender melhor os fenômenos de absorção e radiação em um corpo negro, e que deu a 
Niels Bohr seu ponto de partida. Para Planck, a matéria, ao emitir ou absorver radiação, não o 
fazia de modo contínuo (como até então se pensava), mas ao contrário, em discretos feixes ou 
pacotes de energia, aos quais atribuiu o nome de quantum, considerando que a energia (na 
absorção ou emissão) deveria ser diretamente proporcional à freqüência da radiação 
multiplicada por uma constante, de valor igual a 6,63x10-34J/s. Essa constante recebeu o nome 
de “constante de Planck” e é representada pela letra h, de forma que no processo de 
absorção,emissão de radiação pela matéria: 
E=h. f 
Baseando-se nas ideias de Planck, Bohr foi capaz de propor um novo modelo atômico, 
capaz de responder as perguntas que não eram solucionadas pelo modelo de Rutherford. Ele 
sabia que os elétrons que circulam próximo ao núcleo de um átomo (percorrendo, portanto, 
pequenas órbitas) possuem menos energia que os elétrons que percorrem órbitas maiores, já 
que um elétron que esteja próximo ao núcleo é mais fortemente atraído por ele do que um outro 
que esteja mais distante. Assim, é necessário o emprego de uma certa quantidade de energia 
para mover um elétron de uma órbita menor, para outra maior. 
Bohr raciocinou que a diferença de energia entre as órbitas menores e maiores deveria 
estar relacionada, de algum modo, com os discretos feixes (ou quanta) de energia propostos por 
Planck, o que o levou a concluir que um elétron poderia ocupar apenas certas órbitas precisas 
(ou níveis de energia) ao redor do núcleo de um átomo; ou seja, os elétrons não poderiam 
percorrer suas órbitas a qualquer distância do núcleo, mas apenas naquelas distâncias que 
correspondessem a determinados níveis de energia. 
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Para o átomo de hidrogênio (o mais simples de todos os átomos conhecidos), Bohr 
previu que os raios das órbitas permitidas para o elétron eram dadas por uma equação que a 
relacionava diretamente com o número da órbita. Assim, com o raio dependendo do quadrado 
do número da órbita, a distância para as órbitas sucessivas cresceria rapidamente. Como, 
teoricamente, não haveria um limite para o número de órbitas possíveis, Bohr desenvolveu uma 
outra equação para prever a velocidade que o elétron possuiria em cada órbita, e também 
descobriu um meio de calcular a energia do elétron em cada orbital: uma função entre a 
velocidade do elétron e a atração entre ele e o núcleo (que, de acordo com a lei de Coulomb, 
depende do quadrado da distância entre os dois). Desta forma, Bohr foi capaz de prever os 
níveis de energia para cada órbita permitida ao elétron de um átomo de hidrogênio. Ao calcular 
os possíveis níveis de energia do elétron de hidrogênio, Bohr foi capaz de explicar as 
frequências específicas de variação que podem ser detectadas quando o átomo de hidrogênio 
está sob constante bombardeio de elétrons em movimento, pois um elétron livre poder 
eventualmente colidir com um elétron em órbita, transferindo-lhe energia durante a colisão e 
talvez até mesmo arrancá-lo de sua órbita (como em uma batida de carros, em que um carro 
atravessando um cruzamento é atingido por outro em grande velocidade). 
Assim é necessária apenas a energia suficiente para superar a diferença entre essa órbita 
e a seguinte. Assim, se a energia do elétron que bombardeia o átomo for menor que 10,2 eV, 
não haverá interação entre o alvo e o elétron livre. Mas, um elétron com exatamente 10,2 eV 
pode dar toda a sua energia para um elétron em um orbital no estado estável e saltá-lo para o 
primeiro esta de instabilidade n=2: o elétron livre escapará do elétron com energia “zero”. 
Contudo um elétron não está simplesmente limitado a um “pulo” para a órbita seguinte, 
como se estivesse subindo os degraus de uma escada, o elétron também pode saltar uma ou 
mais órbitas, desde que o elétron livre que colide possua um mínimo de energia suficiente para 
igualar a diferença entre as órbitas. Em todo o caso, qualquer “sobra” de energia é mantida pelo 
elétron livre: se o elétron que bombardeia tem (e transfere) mais de 13,6 eV para um átomo de 
hidrogênio, o elétron em um orbital é liberado do núcleo, deixando o átomo em um estado que 
chamamos de ionizado. 
As diferenças de energia entre as órbitas é a chave para explicar o espectro do 
hidrogênio, porque os elétrons retornam rapidamente para as órbitas mais próximas, liberando 
energia no processo. Bohr propôs que a energia liberada por um elétron ao voltar para uma 
órbita mais baixa seria liberada em forma de fóton (um quantum de energia), igualando 
exatamente a diferença de energia entre a órbita original e a final, que é a radiação detectada. 
15 
 
Não foi difícil para ele, então, calcular a diferença de energia entre todas as órbitas permitidas 
e a frequência do fóton correspondente. Bohr divulgou suas conclusões em 1913, e tudo o que 
você leu até agora, ele resumiu sob a forma de 4 postulados são eles: 
1º POSTULADO DE BOHR: Um elétron em um átomo se move numa órbita circular 
em torno do núcleo sob influência da atração de natureza elétrica, entre o elétron e o núcleo, 
obedecendo às leis da mecânica clássica. 
2º POSTULADO DE BOHR: Um elétron só pode se mover em uma órbita na qual seu 
momento angular orbital L é um múltiplo inteiro de h. Ao invés das infinitas órbitas que seriam 
possíveis segundo a mecânica clássica, algumas órbitas são proibidas aos elétrons. 
3º POSTULADO DE BOHR :Apesar de estar constantemente acelerado, o elétron que 
se move numa dessas órbitas possíveis não emite radiação eletromagnética. Portanto, sua 
energia total E permanece constante. 
 4º POSTULADO DE BOHR :É emitida radiação eletromagnética se um elétron que 
se move inicialmente sobre uma órbita de energia total E, muda seu movimento 
descontinuamente de forma a se mover numa órbita de energia total Ef. A frequência da 
radiação emitida f é igual a: Ei - Ef / h. 
Assim no modelo atômico de Bohr, no lugar do modelo de Rutherford (que também é 
conhecido como modelo planetário do átomo) com elétrons orbitando em volta do núcleo, os 
elétrons se encontram distribuídos em níveis de energia característicos para cada elemento 
lembrando que ao absorver energia, um elétron pode pular para outro nível e depois voltar a 
seu nível original, emitindo a mesma energia que recebeu no início , o modelo atômico de Bohr 
é capaz de descrever os movimentos e o comportamento dos elétrons de um átomo. 
 
 
 
 
 
 
 
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6 MODELO DE SCHRÖDINGER DE BROGLIE E HEISENBERG 
Louis de Broglie propôs a extensão da dualidade “onda-partícula” ao elétron. Para 
Broglie, o elétron apresentava comportamento de partícula e de onda, e por este motivo elétrons 
poderiam apresentar propriedades da mecânica ondulatória. De Brogliepostulara o enunciado 
de que “a todo elétron em movimento está associada uma onda característica”, admitindo este 
comportamento dualístico e chocando-se diretamente com as proposições anteriores, que 
afirmavam que o elétron descrevia órbitas circulares ao redor do núcleo. 
Esta afirmação foi bastante contestada pelos cientistas contemporâneos de Louis de 
Broglie, porém experimentos realizados à época comprovaram a tese de que elétrons poderiam 
apresentar e obedecer à preceitos das leis ondulatórias, como se fossem ondas luminosas. 
 Seguindo este pressuposto, as órbitas defendidas por Bohr e Sommerfeld não poderiam 
corresponder à realidade, uma vez que o elétron descreveria o comportamento de uma onda ao 
redor do núcleo. 
 
 
 Fonte: https://www.infoescola.com/quimica/modelo-atomico-de-schrodinger/ 
Questões acerca do modelo atômico apresentaram novas discussões quando fora 
enunciado o princípio da incerteza, por Werner Heisenberg (1901 – 1967), que afirmava “não 
ser possível determinar, simultaneamente, a posição e a velocidade de uma partícula em um 
mesmo instante”. Tal princípio trazia um questionamento aos recentes acontecimentos sobre a 
eletrosfera: não é possível determinar a posição e velocidades exatas de um elétron. 
 Este fato trouxe uma nova perspectiva à questão, uma vez que não fazia sentido tentar 
descrever valores tão exatos dos elétrons. Como definir questões tão intrínsecas ao átomo? 
Utilizando-se dos conhecimentos da Mecânica ondulatória, diria Erwin Schrödinger que 
determinou, através de uma infinidade de operações matemáticas (cálculos e equações do 
https://www.infoescola.com/quimica/modelo-atomico-de-schrodinger/
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movimento de ondas e plotagem dos dados em plano cartesiano), as regiões no espaço que 
apresentariam máxima probabilidade de se encontrar um elétron. A esta altura a utilização do 
termo órbita já estava em desuso, pois não se poderia prever, pelo princípio da incerteza de 
Heisenberg, a posição e velocidade de um elétron. Logo, determinou-se orbital a região que 
apresentaria máxima probabilidade de localização dos elétrons e, portanto, orbitais se 
assemelhariam, grosso modo, a nuvens eletrônicas. 
 Schrödinger, ao propor o modelo de orbitais atômicos, conciliou os postulados teóricos 
de Broglie e Heisenberg, formalizando a ideia de que o elétron apresenta comportamento dual 
(onda – partícula). O modelo atômico de Schrödinger apresentou um modelo de orbital 
tridimensional para cada um dos subníveis de energia e possibilitou a compreensão do 
fenômeno da hibridação em átomos de carbono, permitindo a determinação da geometria 
molecular de diversas substâncias químicas. A geometria molecular, por sua vez permite a 
previsão de propriedades físicas e químicas de diversos compostos. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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REFERÊNCIAS 
ALVES, Líria. Evolução do modelo atômico. Brasil Escola. 2020. Acesso em: 18 de setembro 
de 2021. Disponível em: https://m.brasilescola.uol.com.br/quimica/evolucao-modelo-
atomico.htm 
ATKINS, P. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio. Tradução: Ricardo 
Bicca de Alencastro. 5. ed. Porto Alegre: Bookman, 2012. 
DIAS, Diogo Lopes. "O que é modelo de Rutherford?"; Brasil Escola. Disponível em: 
https://brasilescola.uol.com.br/o-que-e/quimica/o-que-e-modelo-rutherford.htm. Acesso em 22 
de setembro de 2021. 
DIAS, Diogo Lopes. Modelo atômico de Thomson. Brasil escola. Disponível em: 
<https://m.brasilescola.uol.com.br/amp/quimica/o-atomo-thomson.htm>. Acesso em: 23 de set 
de 2021. 
FELTRE, R; YOSHINAGA, S. Atomística – 1ª Ed. – São Paulo: Moderna, 1970. p. 123 – 125. 
FELTRE, R. Química Geral – 5ª Ed. – São Paulo: Moderna, 2000. p.87 – 90. 
FOGAÇA, Jennifer Rocha Vargas. Modelo atômico de Dalton. Manual da Química. 2018. 
Acesso em: 21 de setembro de 2021. Disponível em: https://m.manualdaquimica.com/quimica-
geral/modelo-atomico-dalton.htm 
FELTRE, R; YOSHINAGA, S. Atomística – 1ª Ed. – São Paulo: Moderna, 1970. p. 138 – 152. 
 FELTRE, R. Química Geral – 5ª Ed. – São Paulo: Moderna, 2000. p.108 – 113. FOGAÇA, 
Jennifer Rocha Vargas. 
MASCARENHAS, Luca. Modelos atômicos. A constituição da matéria. Disponível em: 
http://docplayer.com.br/195401561-Modelos-atomicos-a-constituicao-da-materia.html 
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