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01/09/2017 
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Química Fundamental A 
QUI 01 009 
2017 
 
Modelos Atômicos 
Aula 2 
Prof. Vladimir Lavayen 
Universidade Federal do Rio Grande do Sul 
Instituto de Química 
Primeiros Modelos Atômicos 
Demócrito 
(460-360 a.C.) 
 
Todas as coisas eram constituídas por uma 
infinidade de partículas minúsculas, 
invisíveis, cada uma delas sendo eterna e 
imutável. 
As partículas constituintes da natureza 
tinham que ser eternas, pois nada pode 
surgir do nada. 
Demócrito afirmava que a matéria era 
composta por partículas pequenas que 
não se dividiam, a que denominava 
átomos, significado, exatamente, 
“indivisível”. 
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Primeiros Modelos Atômicos 
• Toda matéria é composta de partículas 
fundamentais, as quais são: esféricas, e 
maciças. 
• Os átomos são permanentes e 
indivisíveis, eles não podem ser criados 
nem destruídos. 
• Todos os átomos de um dado elemento 
são idênticos. 
• Os átomos de elementos diferentes têm 
massas diferentes. 
• As transformações químicas consistem 
em uma combinação, separação ou 
arranjo de átomos. 
• Compostos químicos são formados de 
átomos de dois ou mais elementos em 
razão fixa (lei das proporções 
definidas). 
 
John Dalton 
(1766-1844) 
Propôs uma escala para ordenar os 
elementos baseada em pesos atômicos 
(20 elementos). 
Experimentos em Tubos de Crookes 
1850 
eletrodo negativo 
Incandescência 
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Experimentos em Tubos de Crookes 
Modelo Atômico de Thomson 
J.J.Thomson 
(1856-1940) 
 
 Com a descoberta dos prótons e elétrons, 
Thomson propôs um modelo de átomo no qual 
os elétrons e os prótons, estariam uniformemente 
distribuídos, garantindo o equilíbrio elétrico entre 
as cargas positiva dos prótons e negativa dos 
elétrons. 
1897 
NOBEL, 1906 
Modelo do pudim 
de passas 
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Experimento da Gota de Óleo 
R. Millikan 
(1868- 1953) 
 
http://www.if.ufrgs.br/historia/millikan.html 
Massa do elétron 9,1 x 10-28 g 
1908 
NOBEL, 1923 
Modelo Atômico de Rutherford 1911 
“The Laws of Deflexion of α Particles through Large Angles,” Philosophical Magazine, 1913, 25:604–623. 
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Modelo Atômico de Rutherford 1911 
Modelo atômico de Rutherford 
E. Rutherford 
(1871-1937) 
 
1911 
NOBEL, 1908 
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J. Chadwick e o Nêutron 
James Chadwick 
(1871-1937) 
 
1932 
http://amostra-virtual-1a.blogspot.com.br/2009/11/jchadwick-
conservacao-da-quantidade-de.html 
NOBEL, 1935 
Átomo moderno 
http://laquimicajjrb.blogspot.com.br/2013/03/ahora
-nos-adentraremos-mas-en-lo-que-es.html 
http://www.liveinternet.ru/users/4033731/rubric/4080760
/ 
A: número de massa. é número total de núcleons no núcleo. 
Z: número atômico. é o número de prótons no núcleo. 
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Espectro eletromagnético 
 n 
https://decifrar.wordpress.com/201
2/05/19/areia/ [acessado 04 03 
2015] 
 l 
 c =n l 
Espectro eletromagnética 
http://www.infoescola.com/fisica/espectro-eletromagnetico/ 
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Teoria Quântica 
M. Planck 
(1858- 1947) 
 
Princípio: 
 energia é emitida e absorvida 
em quantum, ou fóton. 
“ A energia na radiação não é contínua, 
mas dividida em minúsculos pacotes, ou 
quanta” 
E = hn = hc/l 
h = 6.6x10-34 [J*sec] 
(Constante de Planck) 
NOBEL, 1918 
Os cientistas tentavam no final do seculo XIX entender porque os 
átomos emitiam radiações com certas e determinadas frequencias 
 
Uma explicação lógica foi dada por Johan Balmer (1825-1898) e 
depois por Johannes Rydberg (1854-1919) 
)
11
(
1
22
fi
H
nn
R 
l
nf= ni+1, ni + 2, …. 
RH = Constante de Rydberg RH = 1,0974x10
7 m-1 
R = 2,18x10-18 J 
n2= 2, para n1= 3 l2-3 = 656 nm 
n2= 2, para n1=4 l2-4 = 487 nm 
n2= 2, para n1= l2-  = 364 nm 
Espectroscopia atômica 
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Niels Bohr 
(1885- 1962) 
 
Niels Henrik David Bohr, físico dinamarquês, 
em 1913, apresentou uma explicação teórica 
para o espectro de emissão do átomo de 
hidrogênio. 
 
Nessa altura já se sabia que o átomo era 
constituído por elétrons e por prótons e 
concebia-se o átomo como uma entidade na 
qual os elétrons giravam em torno do núcleo 
como se fosse um “sistema solar 
microscópico”. 
Modelo Atômico de Bohr 
1913 
NOBEL, 1922 
• Os elétrons descrevem órbitas 
circulares em torno do núcleo. 
• A energia é quantizada. 
 
• As órbitas com certos raios 
correspondem a energias bem 
definidas. 
 
• Num estado de energia 
“permitido” o elétron não irradia 
energia e, por isso, não descreve 
uma espiral em torno do núcleo. 
 
• Os elétrons ocupam orbitas com 
certas raios, correspondentes a 
energias “permitidas”. 
 
 
 
 
Modelo Atômico de Bohr 
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• Nas órbitas permitidas a energia 
do elétron é dada pela fórmula. 
 
 
 Equação de Hatree 
 
• n é o numero quântico principal 
• São permitidas aquelas órbitas 
com momento angular múltiplo 
de 
 
 
• O estado de energia mais baixo é 
o estado fundamental do átomo. 
 
 
 
Modelo Atômico de Bohr 
• O elétron pode “passar” entre 
estados de energia permitida. 
 
 
 
 
• A relação entre frequência da luz 
absorvida ou emitida e os números 
quânticos principais de dois 
estados é: 
 
 
 
 Qual o valor e as unidades da 
constante de Rydberg? 
 
 
• Este modelo é adequado para íons como He+, Li2+, etc. 
 
• O modelo de Bohr foi superado por outro que mantém o 
conceito de estados de energia quantizados mas apropria-se 
de outros aspectos da teoria quântica de Planck. 
 
Modelo Atômico de Bohr 
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Modelo Atômico de Bohr 
• Na equação: 
 
 
 Equação de Hatree 
 
• ni e nf são números quânticos 
principais dos estado inicial e 
final do átomo. 
 
• Ocorre absorção de energia 
quando: 
 
• Ocorre emissão de energia 
quando: 
 
Podem verificar se está 
correto? 
Referencias Bibliográficas. 
 
Referencias Essenciais 
1. T.L. Brown, “Química a Ciência Central”, 9ª Ed. Pearson Prentice Hall, 2005. 
Capítulos 1, 2. 
 
Referencias Complementares. 
1. P.W. Atkins, “Princípios de química : questionando a vida moderna e o meio 
ambiente” 3ª Ed. Porto Alegre : Bookman, 2006. Capítulo 0. 
2. J.B. Russel, “Química Geral”, 2ª Ed. Makro Books, 1994. Capítulos 1, 2. 
 
 
 
 
 
 
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