Teoria atômica

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TEORIA ATÔMICA 
 
Estrutura e Propriedades 
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A visão clássica do átomo 
- Contexto histórico 
- As partículas fundamentais 
- O conceito de átomo 
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• Os gregos antigos foram os primeiros a postular que a 
matéria é constituída de elementos indivisíveis. 
 
 
• Mais tarde, os cientistas constataram que o átomo era 
constituído de entidades carregadas. 
 
2.1 
5 
Teoria atômica de Dalton (1808) 
1. Elementos são compostos de partículas extremamente 
pequenas chamadas de ÁTOMOS. Todos os átomos de 
um dado elemento são iguais, de mesmo tamanho, 
massa e propriedades químicas. Os átomos de um 
elemento são diferentes de átomos dos outros 
elementos. 
2. Toda matéria é composta de átomos sólidos e 
indivisíveis. 
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3. Compostos são formados por átomos de mais de um 
elemento químico. O número relativo de átomos de cada 
elemento em um composto é sempre o mesmo. (LEI DAS 
PROPORÇÕES MÚLTIPLAS) 
4. Reações químicas envolvem somente um rearranjo de 
átomos. Átomos não são criados nem destruídos nas 
reações químicas. (LEI DA CONSERVAÇÃO DA MASSA) 
7 Lei da conservação da massa 
Lei das proporções múltiplas 
2 
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Partículas subatômicas 
- Os átomos não são indivisíveis como previu Dalton; 
- O conceito de que os átomos possuem uma estrutura 
interna surgiu no século XIX; 
- Linha do tempo: 
1897 descoberta 
do elétron por J.J. 
Thomson 
1909 descoberta 
do núcleo por E. 
Rutherford 
1910 determinação 
experimental da 
carga do elétron 
por Millikan 
1913 primeiro 
modelo quântico 
do átomo, Bohr. 
1924 Equação da 
dualidade onda-
partícula, De 
Broglie 
1926 equação de 
onda proposta por 
Schrodinger 
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1927 princípio da 
incerteza de 
Heisenberg 
1932 descoberta 
do nêutron por 
Chadwick 
 A primeira evidência da estrutura atômica dos átomos foi a 
descoberta do elétron: 
 Quando uma corrente elétrica, devido à diferença de 
potencial, atravessa um gás em baixas pressões é 
observado um movimento de partículas com carga 
negativas = RAIOS CATÓDICOS. 
Qualquer gás – constituinte da matéria !!! 
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Raios catódicos e elétrons 
• Um tubo de raios catódicos (CRT) é um recipiente profundo 
com um eletrodo em cada extremidade. 
• Uma voltagem alta é aplicada através dos eletrodos. 
• A voltagem faz com que partículas negativas se desloquem 
do eletrodo negativo para o eletrodo positivo. 
• Raios catódios foram chamados de ELÉTRONS! 
• A trajetória dos elétrons pode ser alterada pela presença de 
um campo magnético. 
Cathode Ray Tube 
2.2 
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13 
• Considere os raios catódicos saindo do eletrodo positivo 
através de um pequeno orifício. 
– Se eles interagirem com um campo magnético 
perpendicular a um campo elétrico aplicado, os raios 
catódicos podem sofrer diferentes desvios. 
– A quantidade de desvio dos raios catódicos depende dos 
campos magnético e elétrico aplicados. 
 
– Por sua vez, a quantidade do desvio também depende da 
proporção carga-massa do elétron. 
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• Em 1897, Thomson determinou que a proporção carga-
massa de um elétron é 1,76 X 108 C/g. 
(1906 Nobel Prize in Physics) 
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• Conhecendo a relação carga/massa do elétron o objetivo a 
seguir foi deteminar a carga no elétron para conhecer sua 
massa. 
Em 1910 Robert Millikan determinou 
experimentalmente a carga do elétron = Experimento 
da gota de óleo: 
• Gotas de óleo são borrifadas sobre uma chapa carregada 
positivamente contendo um pequeno orifício. 
• À medida que as gotas de óleo passam através do orifício, 
elas são carregadas negativamente. 
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• A gravidade força as gotas para baixo. O campo elétrico 
aplicado força as gotas para cima. 
• Quando uma gota está perfeitamente equilibrada, seu peso 
é igual à força de atração eletrostática entre a gota e a 
chapa positiva. 
Measured mass of e- 
(1923 Nobel Prize in Physics) 
2.2 
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• Utilizando este experimento, Millikan determinou que a 
carga no elétron é 1,60 x 10-19 C. 
 
• Conhecendo a proporção carga-massa, 1,76 x 108 C/g, 
Millikan calculou a massa do elétron: 9,10 x 10-28 g. 
 
• Com números mais exatos, concluimos que a massa do 
elétron é 9,10939 x 10-28 g. 
 
 
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 Se os átomos são eletricamente neutros, a descoberta de 
elétrons induziu à presença de uma outra partícula: 
 OS PRÓTONS. 
Descoberta do próton: 
 
-1886 Eugen Goldstein, utilizando um cátodo perfurado em 
tubos semelhantes ao de Crookes, observou um foco 
luminoso surgir atrás do catodo, vindo da direção do anodo. 
- Raios anódicos = eram desviados para o eletrodo 
negativo na presença de um campo elétrico externo ao 
tubo. 
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- A razão carga/massa dos íons positivos mudava 
dependendo do gás utilizado. 
 
- O gás hidrogênio era o que produzia raios anódicos com 
menor massa. 
 
- Essa parte elementar dos raios anódicos foi chamada de 
prótons! 
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Modelo atômico de Thomson 
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A descoberta das partículas : radioatividade. 
Experiência com radioatividade: 
- Em 1896 Henri Becquerel utilizando experimentos com 
uma blenda resinosa (urânio) descobriu a radiação. 
- Marie Curie chamou de radioatividade. 
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• Um alto desvio no sentido da chapa positiva corresponde à 
radiação que é negativamente carregada e tem massa 
baixa. Essa se chama radiação  (consiste de elétrons). 
 
• Nenhum desvio corresponde a uma radiação neutra. Essa 
se chama radiação  
 
• Um pequeno desvio no sentido da chapa carregada 
negativamente corresponde à radiação carregada 
positivamente e de massa alta. Essa se chama radiação . 
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O átomo com núcleo 
 
• Pela separação da radiação, conclui-se que o átomo 
consiste de entidades neutras e carregadas negativa e 
positivamente. 
 
• Thomson supôs que todas essas espécies carregadas eram 
encontradas em uma esfera. 
2.2 
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 Embora os cientitstas tivessem noção de que o átomo era 
constituído de partículas mais elementares, eles não tinham 
ideia de como estas partículas estavam distribuídas no 
interior dos átomos. 
 Experiência de Ernest Rutherford (1909) 
• Rutherford executou o seguinte experimento: 
 
• Uma fonte de partículas  foi colocada na boca de um 
detector circular. 
 
2.2 
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• As partículas  foram lançadas através de um pedaço de 
chapa de ouro. 
 
• A maioria das partículas  passaram diretamente através da 
chapa, sem desviar. 
 
• Algumas partículas  foram desviadas com ângulos 
grandes. 
 
• Se o modelo do átomo de Thomson estivesse correto, o 
resultado de Rutherford seria impossível. 
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• Para fazer com que a maioria das partículas  passe 
através de um pedaço de chapa sem sofrer desvio, a maior 
parte do átomo deve consistir de carga negativa difusa de 
massa baixa: o elétron. 
 
• Para explicar o pequeno número de desvios (altos ângulos) 
das partículas , o centro ou núcleo do átomo deve ser 
constituído de uma carga positiva densa. 
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• Rutherford modificou o modelo de Thomson da seguinte 
maneira: 
– Suponha que o átomo é esférico mas a carga positiva 
deve estar localizada no centro, com uma carga 
negativa difusa em torno dele. 
 
• O átomo consite de entidades neutras, positivas e negativas 
 (prótons, elétrons e nêutrons). 
 
• Os prótons e nêutrons estão localizados no núcleo do 
átomo, que é pequeno. A maior parte da massa do átomo se 
deve ao núcleo. 
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 Pode haver um número variável denêutrons para o 
mesmo número de prótons. Os isótopos têm o mesmo 
número de prótons, mas números diferentes de nêutrons. 
 
• Os elétrons estão localizados fora do núcleo. Grande parte 
do volume do átomo se deve aos elétrons. 
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Experimento de Chadwick(1932) 
Átomo de H - 1 p; átomo de He - 2 p 
massa He/massa H deveria ser = 2 
Medida da massa He/masss H = 4 
 + 9Be 1n + 12C + energia 
neutron (n) é neutro (carga = 0) 
n massa ~ p massa = 1.67 x 10-24 g 
massa p = massa n = 1840 x massa e- 
2.2 
31 
Número atômico (Z) = numero de prótons no núcleo 
Número de massa (A) = número de prótons + número de 
neutrons 
 = número atômico (Z) + número de 
neutrons 
Isótopos são átomos do mesmo elemento (X) com diferentes 
números de neutrons em seu núcleo. 
2.3 
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33 
X 
A 
Z 
Número de massa 
Número atômico 
Símbolo do elemento 
H 
1 
1 H (D) 
2 
1 H (T) 
3 
1 
Quantos prótons, neutrons e elétrons há em C 
14 
6 ? 
Quantos prótons, neutrons e elétrons há em C 
11 
6 ? 
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