Aula modelos atomicos

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Modelos Atômicos 
∼ 500 aC 
∼400 aC 
∼ 300 aC 1904 1911 
História da evolução do conhecimento sobre a 
estrutura da matéria 
Grécia Antiga 
Tales de Mileto 
Heráclito 
Empéndocles 
Modelo 
atômica 
Dalton 
2-Descoberta 
 do elétron (1897) 
Modelo 
atômico 
Thomson 
 
1- Descoberta 
 da 
Radioatividade 
(1896) 
Modelo 
atômico 
Rutherford 
 Modelo 
Modelo atual 
Contribuição de: 
Broglie 
Heiserberg 
Schrödinger Demócrito e Leucipo 
sugere a existência 
 dos átomos 
Aristóteles 
e Platão 
Rejeitam a 
teoria 
atomística 
1803 
Catodo
(-)
Anodo 
(+)
feixe luminoso
1880-1900 1913 
++++
Figura-1 Figura-2 Figura-3 Figura-4 Figura-5
++
Figura-1 Figura-2 Figura-3 Figura-4 Figura-5
++
Figura-1 Figura-2 Figura-3 Figura-4 Figura-5
1924-atual 
atômico 
Bohr 
3 
professor na universidade inglesa New College
(Manchester) e criador da primeira teoria
atômica moderna (1803-1807).
John Dalton Ÿ
Seu modelo surgiu a partir da 
quantificação das substâncias que reagiam 
entre si para formar novas substâncias.
MODELO DE DALTON
Criador da primeira teoria 
atômica moderna (1803-1807). 
 
Seu modelo surgiu a partir 
da quantificação das 
substâncias que reagiam 
entre si para formar novas 
substâncias. 
 
John Dalton 
O Átomo pode ser imaginado como uma minúscula 
esfera maciça, impenetrável, indestrutível e 
indivisível. 4 
Teoria atômica de Dalton (1808) 
1- Toda matéria é constituída por partículas indivisíveis chamadas átomos; 
2- Os átomos de um mesmo elemento são todos idênticos (possuem 
mesma massa e tamanho; apresentam as mesmas propriedades); 
3- Os átomos de elementos diferentes são diferentes (possuem diferentes 
massas e tamanho; apresentam diferentes propriedades; 
4- Átomos de diferentes elementos podem se combinar entre si para 
formar substâncias compostas; 
5- Os átomos não são criados nem destruídos nas reações químicas: são 
simplesmente rearranjados, originando novas substâncias (Lei da 
conservação das massas – lavoisier); 
6- Os compostos são formados por um número fixo de átomos de seus 
elementos constituintes ( Lei das proporções fixas – Prost); 
7- Se existir mais de um composto formado por dois elementos diferentes, 
os números dos átomos de cada elemento nos compostos guardam entre 
si uma razão de números inteiros ( Lei das proporções múltiplas-Dalton). 
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����������� ����+ 
Lei da conservação das massas Teoria Atômica de Dalton Lei das proporções múltiplas 
Quando dois elementos formam diferentes compostos, a razão entre o número de átomos é um 
número inteiro ou uma fração simples. 
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!  Existência de isótopos 
!  Atomos podem ser alterados nas reações (ex.: 
perda ou ganho de elétrons) 
!  Ausência dos elétrons 
!  Ausência dos orbitais e níveis de energia 
!  Ausência do núcleo 
Falhas no modelo de Dalton 
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⇒ ganhou o premio Nobel em 
Física (1906) devido seus 
experimentos sobre condução 
de eletricidade por gases. 
 
Experimento com raios catódicos: 
Esses raios não podiam ser vistos, mas eram detectados pelo 
fato de fazerem certos materiais apresentarem fluorescência. 
Experimento com raios catódicos:
Joseph J. Thomson Ÿ físico britânico, ganhou o premio Nobel
de física de 1906 devido a seus
experimentos acerca da condução de
eletricidade por gases.
Esses raios não podiam ser vistos, mas eram
detectados pelo fato de fazerem certos
materiais apresentarem fluorescência.
MODELO DE THOMSON
Joseph J. Thomson 
Determinou a razão carga/massa 
do e-: -1,76 x 108 C/g 
Tubo de Raios Catódicos 
(-) (+) 
•  Na presença do campo magnético os raios catódicos atingem o ponto A.!
•  Na presença do campo elétrico os raios catódicos atingem o ponto C.!
•  Na ausência dos campos magnético e elétricoos raios catódicos atingem o ponto B.!
•  Dado que os rarios catódicos são atraídos pela placa com carga (+) e repelidos pela 
placa com carga (-) eles devem ser constituídos por partículas negativas (elétrons).! 10 
Tubo de Raios Catódicos 
(-) (+) 
O raio catódico é invisível, mas a fluorescência do revestimento de sulfeto 
de zinco sobre o vidro faz com que pareça verde. 
O Raio catódico é dobrado para baixo quando o imã se desloca em sua 
direção e quando a polaridade do imã é invertida, o raio curva-se na direção 
oposta. 
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!  Na presença de um campo elétrico ou magnético, os raios 
catódicos eram desviados, o que sugeria que eles 
possuíam carga. 
!  A natureza dos raios era a mesma, independente dos 
materiais do catodo. 
!  A razão carga/massa das partículas de raios catódicos era 
maior que a razão carga/massa do íon H+ (menor átomo 
conhecido), sugerindo portanto, que o átomo era 
constituído por partículas ainda menores (e de carga 
negativa). Esta conclusão fez com que a visão do átomo de 
Dalton como menor partícula de matéria fosse revista. 
Conclusões de Thomson 
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Modelo Atômico de Thomson 
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!  Não explicava a estabilidade eletrostática do 
átomo, uma vez que um número muito grande 
de partículas negativas próximas umas das 
outras levaria a uma repulsão eletrostática 
elevada. 
!  Ausência do núcleo. 
!  Ausência dos orbitais e níveis de energia. 
!  Elétrons sem energia quantizada. 
Falhas do modelo de Thomson 
Medida da massa do e- 
(1923 Prêmio Nobel em Física) 
Experimento de Millikan 
•  Millikan borrifou gotas de óleo sobre uma chapa carregada 
positivamente contendo um pequeno orifício e acompanhou o 
movimento dessas gotículas que capturavam elétrons extras presentes 
no ar através de um microscópio. !
carga do e- = -1.60 x 10-19 C 
Relação carga/massa do e- de 
Thomson = -1.76 x 108 C/g 
massa do e- = 9.10 x 10-28 g 
Tipos de Radioatividade 
•  Desvio no sentido da chapa (+) corresponde à radiação negativamente 
carregada e tem massa baixa (radiação β).!
•  Nenhum desvio corresponde a uma radiação neutra (radiação γ).%
•  Desvio no sentido da chapa (-) corresponde à radiação carregada 
positivamente e de massa alta (radiação α).! 16 
⇒ físico e químico 
neozelandês, considerado 
pai da Física Nuclear 
(Nobel de 1908). 
Ernest Rutherford 
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α  velocidade da partícula ~ 1.4 x 107 m/s 
(~5% velocidade da luz) 
(1908 Prêmio Nobel em Química) 
Experimento de Rutherford 
1.  a carga positiva dos átomos está concentrada no núcleo 
2.  próton (p) tem carga oposta (+) a do elétron (-) 
3.  a massa do p é 1840 x a massa do e- (1,67 x 10-24 g) 
O modelo de Rutherford representa o átomo constituído por um 
pequeno núcleo rodeado por um grande volume no qual os elétrons 
estão distribuídos. O núcleo carrega toda a carga positiva e a maior 
massa do átomo. Existe um grande espaço vazio entre o núcleo e os 
elétrons. 
Raio do átomo: 
10.000 vezes maior do 
que o raio do núcleo 
Modelo conhecido como Sistema Solar 
Núcleo 
(prótons) 
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O modelo proposto por Rutherford também não 
explicava a estabilidade do átomo uma vez que de 
acordo com a eletrodinâmica clássica, partículas 
carregadas em movimento emitem radiação e, 
portanto, o elétron deveria colapsar no núcleo. 
 
Falhas no Modelo de Rutherford 
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Experimento de Chadwick (1932) 
(1935 Prêmio Nobel em Física) 
átomos de H: 1 p; átomos de He: 2 p 
massa He/massa H esperava = 2 
determinação massa He/massa H = 4 
Neutron (n) é neutro (carga = 0) 
Massa do n ~ massa do p = 1.67 x 10-24 g 
No núcleo do He há 2 p e 2 n e no núcleo do H há apenas I p e nenhum n, 
daí a razão 4:1 
21 
 raio atômico ~ 100 pm = 1 x 10-10 m 
raio nuclear ~ 5 x 10-3 pm = 5 x 10-15 m 
Modelo atômico 
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Massa do p ≈ massa do n ≈ 1840 x massa do e- 
 
•
A massa do elétron é desprezível em comparação com a 
massa dos prótons e nêutrons. 
• O átomo é neutro, pois o ‘número de prótons = número de 
elétrons’ 
 
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Número Atômico (Z) = número de prótons no núcleo 
Número de Massa (A) = número de prótons + número de 
neutrons 
 = Z + número de neutrons 
Isótopos são átomos de mesmo elemento (X) com diferentes 
números de neutrons em seu núcleo 
X A Z 
H 1 1 H (D) 2 1 H (T) 3 1 
U 235 92 U 238 92 
Número de Massa 
Número Atômico 
Símbolo do Elemento 
Número Atômico, Número de Massa, e Isótopos 
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Os Isótopos do Hidrogêneo 
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O 16 8 
O 17 8 
O 18 8 
(99,7%) 
(0,04%) 
(0,2%) 
p = 8 
n = 8 
e = 8 
p = 8 
n = 9 
e = 8 
p = 8 
n = 10 
e = 8 
Os Isótopos do Oxigênio 
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Exercício: 
Dê o número de prótons, neutrons e elétrons em 
cada espécie: 
 
a) 
 
b) 
 
c) 
 
d) carbono-14 
SEMELHANÇA ATÔMICA 
ISÓBAROS: São átomos com diferentes números atômicos e iguais 
números de massa 
ISÓTONOS: são átomos com diferentes números atômicos e de massa 
e igual número de nêutrons 
Exemplo: 
Exemplo: 
p = 1 
n = 2 
e = 1 
p = 2 
n = 1 
e = 2 
p = 1 
n = 2 
e = 1 
p = 2 
n = 2 
e = 2 28 
Niels Henrick David Bohr: físico dinamarquês cujos
trabalhos contribuíram decisivamente para a
compreensão da estrutura atômica e evolução da
física quântica. Nobel de Física em 1922.
“Aqui  estão  algumas  leis  que  parecem  impossíveis,  
porém  elas  realmente  parecem  funcionar”.
“No  átomo,  os  elétrons  não  emitem  radiações  ao  permanecerem  na  
mesma órbita, portanto, não descrevem movimento em espiral em 
direção  ao  núcleo  (1913)”
MODELO ATÔMICO DE BOHR
Físico dinamarquês cujos trabalhos 
contribuíram decisivamente para a 
compreensão da estrutura atômica e 
evolução da física quântica. 
Ganhou o prêmio Nobel em Física 
(1922). 
 
Primeiro modelo atômico baseado na 
teoria quântica. 
Niels Henrick David Bohr 
“No átomo, os elétrons não emitem radiações ao 
permanecerem na mesma órbita, portanto, não descrevem 
movimento em espiral em direção ao núcleo (1913)” 
29 
Velocidade da luz (c) no vácuo = 3.00 x 108 m/s 
Toda radiação eletromagnética 
λ x ν = c!
Maxwell (1873), propôs que a luz visível consiste de ondas 
eletromagnéticas. 
A radiação 
electromagnética é a 
emissão e transmissão 
de energia na forma de 
ondas 
electromagnéticas . 
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Planck em 1900 (Nobel de Física em 1918) 
E = h x ν%
Constante de Planck (h)%
h = 6.63 x 10-34 J•s 
Quando os sólidos são aquecidos, eles emitem radiação 
eletromagnética através de uma ampla gama de 
comprimentos de onda. 
A energia radiante emitida por um objeto a uma determinada 
temperatura depende do seu comprimento de onda 
Energia (luz) é emitida ou absorvida em unidades discretas 
chamadas quantum (quantidade fixa). 
32 
A luz tem natureza: 
1.  de onda 
2.  de partícula 
A radiação eletromagnética propaga-se na 
forma de ”pacotes” de energia (Fótons) ⇒ 
que quando têm energia adequada, 
rompem as forças de atração entre o núcleo 
e o elétron ⇒ E= hυ 
Einstein em 1905: efeito fotoelétrico 
Quando fótons de energia radiante suficientemente alta 
colidem com uma superfície metálica, elétrons são 
emitidos do metal e puxados para o terminal positivo. 
Como resultado, a corrente flui no circuito. 
33 
Espectro de Emissão de Linhas do Átomo de Hidrogênio 
Modelo do átomo 
de Bohr (1913) 
1.  o e- só pode ter valores de 
energia específicos 
(quantizados) 
 
2.  a luz é emitida quando o e- 
move de um nível de 
energia elevado para um 
nível de energia inferior 
•  As cores de gases excitados surgem devido ao movimento 
dos elétrons entre os estados de energia no átomo. 
•  Já que os estados de energia são quantizados, a luz emitida 
por átomos excitados deve ser quantizada e aparecer como 
espectro de linhas. 
35 
Modelo de Bohr 
 
•  A primeira órbita no modelo de Bohr tem n = 1 e é a mais 
próxima do núcleo e convencionou-se que ela tem energia 
negativa. 
•  A órbita mais distante no modelo de Bohr tem n próximo ao 
infinito e corresponde à energia zero. 
•  Os elétrons no modelo de Bohr podem se mover apenas 
entre órbitas através da absorção e da emissão de energia 
em quantum (hν). 
36 
E = hν%
E = hν%
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Postulados de Bohr (formulados com base no átomo 
de Hidrogênio) 
 
1) O elétron gira ao redor do núcleo em órbitas circulares onde o momento 
angular orbital é constante ⇒ raios correspondem aos níveis de energia 
permitidos 
2) Uma vez estando em uma órbita permitida a sua energia é constante 
(órbita estacionária de energia) 
3) O elétron pode mudar de um estado estacionário a outro mediante a 
emissão ou absorção de energia igual à diferença de energia entre estados 
⇒ ΔE= hυ 
As energias permitidas para o elétron no H são dadas pela equação: 
 E=- RH (1/n2) 
RH: 2,178719 . 10-18 J (constante de Rydberg para o H) 
n: número Quântico Principal ⇒ varia de 1 a ∞, número inteiro caracterísco 
de cada órbita permitida 38 
Limitações do modelo de Bohr 
 
"  Pode explicar adequadamente apenas o espectro de 
linhas do átomo de hidrogênio e de íons hidrogenóides. 
Para os outros átomos o modelo foi ampliado. 
"  Não foi levado em conta o comportamento de onda do 
elétron (só o de partícula). 
"  A ideia de orbita é errada (veremos que não se pode 
afirmar com certeza o local exato da localização do 
elétron). 
39 
•  Propôs que um elétron livre de 
massa m, que se move com 
velocidade v, tem um comprimento 
de onda associado, dado pela 
equação: 
λ = h/mv 
 
•  O momento, mv, é uma propriedade 
de partícula, enquanto λ é uma 
propriedade ondulatória. 
 
•  de Broglie resumiu os conceitos de 
ondas e partículas, com efeitos 
notáveis se os objetos são 
pequenos. 
LOWIS DE BROGLIE (1929)
• Propôs que um elétron livre de
massa m, que se move com
velocidade v, tem um
comprimento de onda
associado, dado pela equação:
O = h/mv
• O momento, mv, é uma
propriedade de partícula,
enquanto O é uma propriedade
ondulatória.
• de Broglie resumiu os conceitos
de ondas e partículas, com
efeitos notáveis se os objetos
são pequenos.
Lowis de Broglie (1929) 
40 
•  Princípio da incerteza: na escala de massa de partículas 
atômicas, não podemos determinar exatamente a 
posição, a direção do movimento e a velocidade 
simultaneamente. 
•  Para os elétrons: não podemos determinar seu momento 
e sua posição simultaneamente. 
•  Se Δx é a incerteza da posição e Δmv é a incerteza do 
momento, então: 
Δx·Δmv≥ h 4π 
O princípio da incerteza de Heisenberg 
(1925-1927) 
41 
Em 1926, Schrodinger (físico austríaco) 
propôs uma equação que descreve a 
natureza de onda e partícula do e- 
Equação de Schrödinger 
Modelo Quântico 
ψ  (letra grega psi) é a função de onda que descreve o contorno 
do orbital eletrônico. 
ψ2 a probabilidade de encontrar e- em uma região do espaço, 
isto é, a densidade eletrônica para o átomo. 
A resolução da equação leva a funções de onda: 
ψ + 
8п2m 
h2 
(E-V) ψ = 0 Δ2 
A equação de Schrodinger só pode ser 
resolvida exatamente para o átomo de 
hidrogênio. 
Aproximações de sua resolução são 
feitas para os átomos multieletrônicos. 
Equação de Schrödinger 
A região do espaço em que há probabilidade de se encontrar 
um elétron (ψ2) é chamada de orbital atômico. 
 
Para resolver a equação de Schrodinger para um elétron no 
espaço tridimensional três números inteiros, os números 
quânticos (n, l e ml), são parte integral da resolução 
matemática. 
Modelo Quântico 
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 ψ é função de quatro números chamados
de números 
quânticos (n, l, ml, ms) 
a) Número quântico principal n 
n = 1, 2, 3, 4, …. 
Equação de Schrödinger 
À medida que n aumenta, o orbital torna-se maior e o 
elétron passa mais tempo mais distante do núcleo. 
n=1 n=2 n=3 
Distância do e- ao núcleo 
44 
b) Número quântico momento angular l 
Para um dado valor de n, l assume valores inteiros de 0 a n-1 
n = 1, l = 0 
n = 2, l = 0 ou 1 
n = 3, l = 0, 1, ou 2 
Forma do �volume� de espaço que o e- ocupa 
l = 0 orbital s 
l = 1 orbital p 
l = 2 orbital d 
l = 3 orbital f 
Equação de Schrödinger 
Cada valor de l caracteriza uma subcamada (os elétrons em uma 
determinada camada podem ser agrupados em subcamadas). 
Cada valor de l corresponde a um orbital. 
45 
c) Número quântico magnético ml 
Para dado valor de l 
ml = -l, …., 0, …. +l 
Orientação do orbital no espaço 
Se l = 1 (orbital p), ml = -1, 0, ou 1 
Se l = 2 (orbital d), ml = -2, -1, 0, 1, ou 2 
Equação de Schrödinger 
Para uma determinada subcamada, ml = 2l + 1, especifica o número 
de orbitais na subcamada. 
Valor de l Orbital Número de 
orbitais (2l +1) 
0 s 1 
1 p 3 
2 d 5 
3 f 7 
46 
d) Número quântico spin ms 
ms = +½ ou -½ 
ms = -½ ms = +½ 
Equação de Schrödinger 
Um elétron em um átomo 
apresenta as propriedades 
magnéticas esperadas para 
uma partícula carregada em 
rotação. 
O FORMATO DOS ORBITAIS ATÔMICOS 
Orbital 1s 
Orbitais s (l = 0) 
•  Todos os orbitais s são esféricos. 
•  À medida que n aumenta, os orbitais s ficam 
maiores. 
•  À medida que n aumenta, aumenta o número 
de nós radiais. 
•  Um nó é uma região no espaço onde a 
probabilidade de se encontrar um elétron é 
zero. 
•  Em um nó, Ψ2 =0. 
•  Para um orbital s, o número de nós é n-1. 
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Orbitais s (l = 0) Orbitais p (l = 1) 
•  Existem três orbitais px, py, e pz. 
•  Os orbitais p localizam-se ao longo dos eixos x-, y- e z- de um 
sistema cartesiano que correspondem aos valores permitidos de 
ml, -1, 0, +1. 
•  Os orbitais têm a forma de halteres. 
•  À medida que n aumenta, os orbitais p ficam maiores. 
•  Todos os orbitais p têm um plano nodal que passa no núcleo. 
ORBITAIS p
Orbitais d (l = 2) 
•  Existem cinco orbitais d. 
•  Três dos orbitais d encontram-se em um plano bissecante 
aos eixos x-, y- e z. 
•  Dois dos orbitais d se encontram em um plano alinhado ao 
longo dos eixos x-, y- e z. 
•  Quatro dos orbitais d têm quatro lóbulos cada. 
•  Um orbital d tem dois lóbulos e um anel. 
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Há 16 orbitais na camada n = 4, cada um pode 
conter no máximo 2 elétrons totalizando 32 elétrons 
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Escreva os quatro números quânticos de um elétron em um 
orbital 3p 
EXERCÍCIOS: 
n = 3 
l = 1 
ml = -1, 0, 1 
1- Qual o número máximo de orbitais que podem 
estar presentes quando n = 3? 
 
Orbitais: 3s, 3p e 3d 
Número total: 1+ 3 + 5 = 9 
 
 
EXERCÍCIOS: