Teoria atômica

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Teoria Atômica
1.1. Fundamentos da teoria atômica
Primeiras ideias da 
estrutura da matéria 
propostas por
alguns filósofos 
gregos (cerca de 400 
anos a.C.)
A matéria era 
constituída de 
partículas pequenas, 
indivisíveis, 
chamadas de átomos
John Dalton (1766-1844)
1.2. A teoria atômica de John Dalton (1803-1810)
• Toda matéria é composta de partículas
fundamentais, os átomos;
• Os átomos são permanentes e indivisíveis, eles não
podem ser criados nem destruídos;
• Os elementos são caracterizados por seus átomos.
Todos os átomos de um dado elemento são
idênticos em todos os aspectos. Átomos de
diferentes elementos têm diferentes propriedades;
• As transformações químicas consistem em uma
combinação, separação ou rearranjo de átomos;
• Compostos químicos são formados de átomos de
dois ou mais elementos em uma razão fixa.
Modelo atômico de Dalton:
“Bola de Bilhar” – Esférico, maciço,
indestrutível, indivisível, homogêneo e
neutro.
1.2.1. Sucessos da teoria de Dalton
• Explicou por que a massa é conservada nas
reações químicas (se cada átomo tem sua própria
característica e se os átomos são rearranjados,
permanecendo inalterados durante uma reação
química, então a massa total dos átomos reagentes
deve ser a mesma que a dos átomos dos produtos);
• Explicou a lei da composição definida (se cada
composto é caracterizado por proporções fixas entre
o número de átomos dos seus elementos
componentes e se cada átomo de um dado
elemento tem a mesma massa, então a composição
de cada composto deve ser sempre a mesma).
2. Teoria Atômica
Moderna
Joseph Thomson (1856-1940)
2. Teoria Atômica Moderna
2.1. J. J. Thomson (1897):
descoberta de informação
quantitativa sobre o elétron (a razão
carga-massa, e/m, para um elétron
é igual a -1,76 x 108
coulombs/grama)
Tubo de raios catódicos com campos elétrico e magnético perpendiculares.
Thomson construiu um tubo de raios catódicos no qual o ânodo tinha
um orifício pelo qual um feixe de elétrons poderia passar. Placas eletricamente
carregadas e um imã foram posicionados perpendicularmente ao feixe de
elétrons, e uma tela fluorescente foi colocada em uma das extremidades. O
campo elétrico desviou os raios em uma direção, e o campo magnético, na
direção oposta. Thomson ajustou as forças dos campos de modo que os efeitos
pudessem se anular, permitindo que os elétrons percorressem uma trajetória
retilínea em direção à tela.
Millikan (1909): determinação da carga do 
elétron (-1,60 x 10-19 coulombs)
• e/m = - 1,76 x 108 coulombs/grama
• carga do elétron = -1,60 x 10-19 coulombs
-1,76 x 108 coulombs/grama = 
m
-1,60 x 10-19 coulombs
m = 9,11 x 10-28 g
2.2. Partículas carregadas positivamente:
•Thomson descobriu também a natureza dos
prótons. (Prótons foram observados pela
primeira vez por um físico alemão chamado
Goldstein em 1886).
•Os íons positivos sempre têm razões e/m
muito menores que as dos elétrons.
• Modelo de Thomson 
Esquema do modelo de Thomson
Ernest Rutherford
(1871-1937)
 
2.3. O experimento de Rutherford (1911)
Rutherford demonstrou que a maior parte do átomo era espaço
vazio, estando a carga positiva localizada no núcleo (ponto
central do átomo), tendo este a maior parte da massa do átomo.
Os elétrons estariam girando em torno do núcleo.
Por que os elétrons não se chocam com o núcleo?
Niels Bohr
(1885 -1962)
O espectro do átomo de hidrogênio e a teoria de 
Bohr
Os átomos ao serem aquecidos ou submetidos a uma
descarga elétrica absorvem energia. A energia absorvida é
emitida a seguir como uma radiação. Se uma amostra de gás
hidrogênio for submetido a uma descarga elétrica a baixa
pressão, formam-se alguns átomos de hidrogênio, os quais
emitem luz na região do visível. Esta pode ser estudada com o
auxílio de um espectrômetro, verificando-se que ela
compreende uma série de bandas de diferentes comprimentos
de onda. A olho nu é possível distinguir quatro bandas. As
bandas se aproximam uma da outra à medida que aumenta o
comprimento de onda, , até chegar a um espectro contínuo.
Os comprimentos de onda estão relacionados com a
frequência, , de acordo com a expressão:  = (c/), onde c é a
velocidade da luz.
A espectroscopia se ocupa do estudo da
radiação absorvida ou da radiação emitida, e é
uma técnica importante para estudar os
arranjos dos elétrons em um átomo.
Geralmente, as frequências são expressas
como números de onda, , sendo = 1/.
Em 1885 Balmer mostrou que o número
de onda de qualquer banda do espectro visível
do hidrogênio atômico pode ser dado pela
fórmula:
R é a constante de Rydberg ( 1,096776 x 107 m-1)
As bandas observadas na região da luz visível constituem a
série de Balmer. Diversas outras séries podem ser
observadas em diferentes regiões do espectro:
Teoria de Bohr (1913)
Principais postulados:
1) Quando o elétron passa de uma órbita para
outra, ele irradia ou absorve energia.
2) O elétron não emite energia enquanto
permanecer em sua órbita, e nesta situação
não terá sua velocidade diminuída.
3) Para que um elétron possa permanecer em
sua órbita, a atração eletrostática entre o
núcleo e o elétron deve ser igual à força
centrífuga que tende a afastar o elétron de
sua órbita.
Com base na teoria quântica de Planck
(a energia não é contínua, mas existe na
forma de porções de energia chamados de
quanta), Bohr encontrou o seguinte valor para
a constante de Rydberg: 1,097373 x 107 m-1.
A teoria de Bohr apresenta uma
explicação para o espectro do átomo de
hidrogênio. As diferentes séries de linhas
espectrais podem ser obtidas variando os
valores de n na equação:
Órbitas de Bohr para o hidrogênio e as diferentes
séries de linhas espectrais
Com nf = 2 e ni =
3,4,5... A série de
Balmer de linhas
espectrais no visível
é obtida. Se nf= 1 e
ni = 2,3,4... A série
de Lyman é obtida.
Analogamente, nf =
3, nf = 4 e nf = 5
levam às séries de
Paschen, Brackett e
Pfund,
respectivamente.
O princípio da incerteza (Heisenberg)
p.x = h 
p= incerteza no momento do elétron (p =
mv)
p = h/x
• Para ter uma boa noção sobre a posição
do elétron, podemos localizá-lo dentro
de 0,05 Å.
p = 6 x 10-27 erg.s / 5 x 10-10 cm
p = 6 x 10-27 erg.s / 5 x 10-10 cm
• erg = g cm2 .s-2
p  1 x 10-17 g x cm/s
v = p/m 
v = (1 x 10-17g.cm/s)/ 9,11 x 10-28g 
 1010 cm/s
Limitações do modelo de Bohr
• Explica apenas o espectro de linhas do
átomo de hidrogênio;
• Os cálculos de Bohr contradizem o princípio
da incerteza de Heisenberg.
O modelo atômico de Bohr foi utilizado com
bastante sucesso durante muito tempo
conseguindo-se, de uma maneira ou de outra,
interpretar os dados de que se dispunha na
época. Posteriormente, após 1926, com a
resolução da equação de Schroedinger,
desenvolveu-se o modelo do orbital atômico e,
desta maneira, tanto os átomos quanto os íons e
as moléculas foram reinterpretados, agora
segundo essa teoria.
Pratique
1) O diâmetro de um átomo de carbono
é de 1,54 Å. (a) Expresse esse
diâmetro em picômetros. (b) Quantos
átomos de carbono poderiam ser
alinhados lado a lado em uma linha
reta pela extensão de um traço de
lápis de 0,20 mm de largura?
Essa confusão toda, entretanto, é até compreensível. Nós brasileiros
gostamos de pronunciar certas palavras, sobretudo as de origem grega,
acentuando a antepenúltima sílaba. Porém, quando formamos os
múltiplos e submúltiplos do Sistema Internacional de Unidades devemos
obedecer à regra segundo a qual basta colocar o prefixo (quilo, mili,
mega, deca etc.) à frente do nome da unidade, sem alterar a grafia ou a
pronúncia. As exceções já consagrados pelo uso são: quilômetro,
hectômetro, decâmetro, decímetro, centímetro e milímetro. Não
devemos nos espantar se, um dia, a equivocada forma “nanômetro”
suplantar “nanometro” e a substituir. A língua é viva e evolui… Mas, por
enquanto, o melhor é utilizar a grafia e a pronúncia corretas.
1 Å = 10-8 cm = 10-10m
(a)1 pm ---- 10-12m
X ---- 1,54 x 10-10m ; X = 154 pm
(b) Átomos de C = (0,2 x 10-3 m) / (1,54 x 10-10m)
Átomos de C = 1,3 x 106
Diâmetro de 1 átomo de carbono
1,54 x 10-10m
2) Quantos prótons, nêutrons e
elétrons existem em um átomo
de 197Au?
O número atômico do Au é 79
Prótons = 79
Elétrons = 79
Nêutrons = 118
O índice superior é o número de massa = prótons + nêutrons
3) O Mg tem três isótopos com
massas 24, 25 e 26. Quantos
nêutrons existem em cada um dos
isótopos?
O Mg tem número atômico 12, logo
todos os átomos de magnésio contêm 12
prótons e 12 elétrons. O número de
nêutrons é o número de massa menos o
número de prótons. Portanto, 12, 13 e 14,
respectivamente.