Modelos Nucleares - Química

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- RESUMÃO – 
MODELOS NUCLEARES 
(Química) 
Formulário, Dicas e Macetes para a Prova 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Modelo Nuclear Atômico 
Ao longo do tempo, vários modelos atômicos foram propostos. Abaixo, um apanhado 
dos modelos mais populares ao longo do tempo. 
 
Modelo de Dalton 
O modelo de Dalton é conhecido como modelo bola de bilhar. Segundo esse modelo: 
 
• O átomos são pequenas esferas indivisíveis e indestrutíveis. 
• Todos os átomos de um mesmo elemento são idênticos e caracterizados por 
terem a mesma massa. 
• Elementos diferentes tem átomos de massas diferentes. 
• Átomos de diferentes elementos reagem sempre na mesma proporção mássica, 
formando compostos. 
• Em reações químicas os átomos não são criados nem destruídos, mas 
recombinados para formarem novos compostos. 
 
Modelo de Thomson 
A grande novidade do modelo de Thomson é afirmar que os átomos não são indivisíveis. 
Thomson descobriu a existência de partículas ainda menores e de carga negativa: os 
elétrons. 
O modelo, que ficou conhecido como pudim de passas, afirmava que o átomo seria 
formado por um fluído positivo, onde os elétrons estariam “mergulhados”. 
 
Modelo de Rutherford 
Através de um experimento onde radiação era projetada contra uma placa metálica 
muito fina, Rutherford descobre algumas novidades, e lança um novo modelo atômico 
onde: 
• O átomo é formado por um núcleo e um espaço, ao redor do núcleo, chamado 
eletrosfera. 
• O núcleo tem carga positiva e é nele que está quase toda a massa do átomo. 
• A eletrosfera é constituída, principalmente, por espaço vazio e é nela que ficam 
os elétrons, ao redor do núcleo. 
Com o tempo, outros pesquisadores descobriram a existência dos prótons (partículas de 
carga positiva) e dos nêutrons (partículas sem carga). 
Com isso, o modelo de Rutherford “evoluiu”, passando a considerar que os prótons e 
nêutrons ficavam no núcleo do átomo. 
Outras contribuições importantes foram dadas por Bohr. As mudanças causadas por 
essas contribuições foram tão importantes, que acabaram criando um novo modelo. 
 
 
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Modelo de Rutherford-Bohr 
O modelo de Rutherfor-Bohr ficou conhecido como modelo planetário, porque nele, 
os elétrons ficam girando ao redor do núcleo, assim como os planetas giram ao redor 
do sol. Segundo esse modelo: 
• O núcleo é constituído por prótons e nêutrons e é onde fica quase toda a massa 
do átomo. 
• Os elétrons ficam na eletrosfera, girando ao redor do núcleo, em órbitas bem 
definidas. 
• Cada órbita é caracterizada por um nível energético diferente. 
• Apenas algumas órbitas (alguns níveis energéticos) são permitidos, o que 
significa que o elétron não pode girar como ele bem entende. 
• Quanto mais próxima ao núcleo, menor é a energia associada à órbita. 
• Caso o elétrons não emita nem absorva energia, ele permanece na sua órbita, 
no seu estado fundamental. 
• Quando um elétron absorve energia, ele pula para uma órbita mais externa, 
ficando no estado excitado. 
• Quando um elétron emite energia, ele pula para uma órbita mais interna. 
 
 
 
Radiação e Espectros Atômicos 
Radiação eletromagnética 
A luz visível, as ondas de rádio, os raios X... todos esses são exemplos de radiações 
eletromagnéticas. 
 
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Para as ondas eletromagnéticas: 
 
 
Como a energia é proporcional a frequência da onda: 
 
As ondas mais energéticas são aquelas de maior frequência e, assim, menor 
comprimento de onda. 
 
Dependendo do comprimento da onda eletromagnética, a cor da luz será diferente, 
segundo o espectro das radiações eletromagnéticas: 
 
 
 
Caso o comprimento de onda seja menor do que 400 nm ou maior do que 750 nm, a 
onda não tem cor nenhuma, pois está fora do espectro da luz visível. 
 
Portanto, ao emitir luz vermelha, estamos emitindo ondas com 𝜆 entre 730 e 750. Ao 
emitir luz amarela, estamos emitindo 𝜆 entre 630 e 680. 
 
Ao emitir luz branca, temos todas as cores. Isto é: estamos emitindo todos os 
comprimentos de onde entre 400 e 750 nm. 
 
Esses comprimentos de onda podem ser separados através de um prisma: 
 
 
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Espectros atômicos de absorção 
Ao incidir luz branca sobre átomos de um elemento, os elétrons podem absorver essa 
luz (energia) e pular para órbitas mais externas. Os comprimentos de onda absorvidos, 
ficarão “faltando” no espectro da luz: 
 
 
 
Espectros atômicos de emissão 
É possível, também, excitar elétrons de uma amostra, fazendo com que eles pulem 
para órbitas mais externas. Para voltar para o estado fundamental, esses elétrons irão 
emitir radiação, que será detectada em um espectro de emissão: 
 
 
 
Os comprimentos de onda absorvidos ou emitidos por um elétron nos permitem calcular 
a diferença de energia entre as diferentes órbitas. Afinal eles usam essas radiações para 
pular de uma órbita para a outra. 
 
O fato de que apenas alguns 𝜆 aparecem no espectro, indicam que os elétrons não 
podem assumir qualquer estado de energia, mas apenas quantidades exatas de energia. 
 
Os espectros de emissão e absorção são únicos para cada elemento. 
 
Séries de Linhas 
Os espectros de emissão podem ser visualizados como uma série de linhas. 
 
 
 
Cada linha tem um comprimento de onda associado. Ao emitir um comprimento de onda 
desses, o elétron pula de uma órbita mais externa para outra mais interna. 
 
Cada órbita pode ser considerada uma camada da elerosfera, representada por 𝑛. 
 
 
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Para relacionar o comprimento de onda de uma linha com as camadas envolvidas no 
pulo do elétron (de onde para onde ele pula), usamos as séries de linhas: 
 
• Série de Rydberg: 
 
 
Atenção: 𝑛2 > 𝑛1, pois ao emitir energia o elétron passa de uma camada mais externa 
(𝑛2) para outra mais interna (𝑛1). 
 
Cuidado com as unidades! O ideal é trabalhar com 𝜆 em metros e 𝑅 em m−1. 
 
Fixando o valor de 𝑛1 temos séries de linhas com outros nomes. O valor de 𝑛1 define a 
região do espectro em que 𝜆 estará. 
 
 
 
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