APOSTILA MODELOS ATÔMICOS E NÚMEROS QUÂNTICOS

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A CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA 
AS TENTATIVAS DE EXPLICAR A MATÉRIA E SUAS 
TRANSFORMAÇÕES: Durante muito tempo a 
constituição da matéria gerava curiosidade no 
homem. Desde tempos remotos, pesquisadores 
tentavam descobrir como a matéria é formada. Os 
primeiros pensamentos surgiram com os filósofos 
atomistas Leucipo e Demócrito. 
Leucipo e Demócrito: “O todo é constituído por 
partes indivisíveis dele mesmo” 
“Toda matéria é constituída por massa e espaços 
vazios” 
Aristóteles: A matéria é infinitamente divisível, 
constituída por 4 elementos: terra, água, fogo e ar 
O NASCIMENTO DA QUÍMICA 
A lei de Lavoisier ou Lei da conservação da 
matéria: Numa reação química, em um sistema 
fechado, a soma das massas dos reagentes é igual à 
soma das massas dos produtos. “ Na natureza, nada se 
cria nada se perde, tudo se transforma”. 
A lei de Proust ou lei das proporções constantes: 
As substâncias reagem sempre na mesma proporção 
para formarem outra substância. “Essa proporção é 
características de cada reação, isto é, independente da 
quantidade de reagentes utilizados”. 
Lei das proporções múltiplas ou lei de Dalton: 
Segundo essa lei, quando se combina uma massa fixa 
de uma substância com massas diferentes de outra 
substância, formando compostos diferentes, as 
massas da outra substância variam em uma proporção 
de números inteiros e pequenos. 
TEORIA ATÔMICA DE DALTON: No ano de 1803 John 
Dalton, considerado por muitos autores como o 
criador da primeira teoria atômica, propôs uma teoria 
para explicar as leis enunciadas por Lavoisier e 
Proust, lei da conservação da massa e da composição 
definida respectivamente. Essa teoria foi baseada em 
diversos experimentos e apontou diversas conclusões; 
1) A matéria é constituída por átomos, que são 
pequenas esferas maciças e indivisíveis ( modelo bola 
de bilhar). 
2) Toda matéria é constituída por átomos . 
3) Matéria diferente pode ser formada pelo mesmo 
tipo de átomo. 
4) Durante uma reação química os átomos não 
desaparecem nem são transformados em outros 
átomos, apenas reorganizados. 
 MODELO DE THOMSON: Em 1903, o físico Joseph 
John Thomson a partir do experimento com tubos de 
raios catódicos formulou um novo modelo atômico 
que ficou conhecido como “pudim de passas”. Os raios 
catódicos são formados por partículas menores que os 
átomos que movimenta em linha reta em direção do 
ânodo (polo positivo) Essas partículas ficaram 
denominada de elétrons. 
 Com este modelo Thomson constata que o 
átomo é divisível e era uma esfera de carga elétrica 
positiva recheada de elétrons de cargas negativas, ou 
seja, os elétrons distribuíam-se uniformemente no 
átomo. Este modelo derruba a ideia de que o átomo é 
indivisível e introduz os fenômenos elétricos da 
matéria. 
FIQUE LIGADO! 
 A maior contribuição de Thomson foi a 
descoberta dos elétrons no entanto seu 
modelo se limitada na maneira como esses 
elétrons eram distribuídos no átomo. 
 Após a descoberta de Thomson, vários 
cientistas começaram a estudar os raios 
catódicos, anos após Roentgen descobriu os 
raios X e Goldstein descobriu os raios canais. 
 Os tubos de imagens de televisão e de 
monitores de computadores convencionais e 
bem como a máquina de raios x, são avanços 
tecnológicos que ocorreram das pesquisas dos 
raios catódicos. 
 
MODELO DE RUTHERFORD: Em 1911 Ernest 
Rutherford idealizou a ideia do núcleo ao realizar o 
experimento da lâmina de ouro bombardeado por 
partículas alfa emitidas do elemento radioativo 
polônio. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Rutherford utilizou o elemento radioativo polônio que 
emitida partículas alfas e colocou em uma caixa de 
chumbo com um pequeno orifício para que as partículas 
conseguisse passar. As partículas alfas atravessava uma 
folha de ouro finíssimo e incida sobra a tela fluorescente 
que então brilhava. Mas repare que algumas partículas 
alfa atravessa a lâmina em linha reta, mas algumas se 
desviam e se espalham. 
 
CONCLUSÕES DO EXPERIMENTO: 
 
1. As partículas alfa atravessa a lâmina de ouro 
em linha reta, isso acontecia porque os 
átomos eram estruturas praticamente vazias, 
não esferas maciças como diziam Dalton. 
2. Em uma minúscula região de seu interior 
estaria concentrado toda a carga positiva 
responsável pelo desvio de um pequeno 
número de partículas alfa (NÚCLEO). 
3. Distante desta região chamada núcleo, 
circulavam os elétrons, isso fez com que 
Rutherford se convencesse de que o átomo 
deveria ser semelhante ao modelo do sistema 
solar. 
 
4. Rutherford chegou a conclusão de que o 
átomo teria um núcleo positivo que seria 
muita pequeno em relação ao todo mas possui 
uma grande massa e ao redor deste, os 
elétrons que descreviam órbitas circulares em 
altas velocidades para não serem atraídas e 
caírem sobre o núcleo. A eletrosfera seria 
cerca de dez a cem mil vezes maiores do que o 
núcleo atômico e entre eles haveria um espaço 
vazio. 
O QUE FALTOU? 
O átomo de Rutherford apresentou algumas falhas. 
Segundo o próprio os elétrons ficaria girando em 
movimento circular uniforme em volta do núcleo, por 
isso é conhecido como modelo planetário. Então se os 
elétrons giram em volta do núcleo eles iriam perder 
energia gradualmente e chegaria um momento em 
que ele cairiam em espiral para núcleo que, além 
disso, apresenta cargas positivas e tendem a atrair os 
elétrons. A física clássica indagou então a Rutherford 
porque de os elétrons ficam em movimento ao redor 
do núcleo sem que eles caiam em espiral para o 
núcleo, ocorrendo assim um colapso? Se as partículas 
apresentam cargas opostas, por que elas não se 
atraem? O próximo modelo atômico veio para 
responder essas indagações da física clássica. 
 
FIQUE LIGADO! 
 Goldstein foi quem criou um tubo e observou 
que quando ocorriam descargas elétricas 
através do tubo contendo um gás rarefeito, 
surgiam raios que apresentavam massas e 
cargas elétricas positivas, esses raios ficaram 
denominados de raios canais. No entanto foi 
Rutherford que verificou os raios canais 
originários do hidrogénio e a essa unidade 
eletricamente carregada positivamente deu-se 
o nome de próton. 
 Em 1932 James Chadwick observou que o 
núcleo do berílio radioativo emitia partículas 
sem carga elétrica e com massa igual à dos 
prótons, sendo denominada de nêutron. 
Surgia então a terceira partícula subatômica 
 
Neste momento tínhamos então: 
 
 PARTÍCULAS  MASSA  CARGA 
ELÉTRICA 
 Prótons  1  +1 
 Nêutrons  1  0 
 Elétrons  1 /1836  -1 
 
MODELO DE BOHR 
 
O modelo do físico Niels Bohr veio para aperfeiçoar o 
modelo de Rutherford, como prova disso este modelo 
ficou conhecido como Rutherford-Bohr. Rutherford 
acreditava que o átomo era como um sistema solar 
microscópico no qual os elétrons descreviam uma 
órbita ao redor do núcleo. Entretanto de acordo a 
física clássica uma partícula carregada como um 
elétron que se move em uma trajetória circular 
perderia energia continuamente pela emissão de 
radiação eletromagnética movendo em forma de 
espiral em direção ao núcleo. Foi então que Bohr nos 
seus estudos baseados no espectro de linhas do 
hidrogênio supôs que os elétrons moviam-se em 
órbitas circulares ao redor do núcleo em que o elétron 
possui certa órbita permitida que tenha energia 
especifica, uma energia mínima em qual o elétron 
estaria em um estado de energia permitido. E um 
elétron no estado de energia permitido não irradiará 
energia e, portanto não se moverá em forma de 
espiral em direção ao núcleo. 
No modelo Rutherford-Bohr quando um 
elétron salta de um nívelmenor para um nível mais 
elevado, ele absorve energia e quando ele retorna 
para um nível menor o elétron emite uma radiação em 
forma de luz. Bohr organizou estes elétrons em 
camadas a qual ele denominou por: K, L, M, N, O, O e Q. 
Cada camada possui um número máximo de elétrons a 
qual será apresentando na tabela abaixo. 
 
NÚMERO NOME Nª DE 
ELÉTRONS 
1 K 2 
2 L 8 
3 M 18 
4 N 32 
5 O 32 
6 P 18 
7 Q 8 
 
FIQUE LIGADO! 
 O modelo de Bohr apenas aperfeiçoou o 
modelo de Rutherford e não substituiu. Prova 
disso ele é conhecido como Rutherford-Bohr. 
 O modelo de Rutherford-Bohr também houve 
limitações, ele não explica o comportamento 
de linhas no espectro de átomo 
polieletrônicos. Além disso ele descreve o 
elétron apenas como uma partícula circulando 
ao redor do núcleo, e hoje já sabemos que o 
elétron assumi função de partícula e onda. 
 O modelo de Bohr fez uso da teoria quântica e 
da constante de Planck, para estabelecer que 
um átomo emite radiação eletromagnética 
apenas quando um elétron salta de um nível 
quântico para outro. Esse modelo foi 
fundamental para os desenvolvimentos 
futuros da física atômica teórica. 
APLICAÇÕES DO MODELO DE BOHR NO NOSSO 
DIA-A-DIA: 
• A quimioluminescência é a emissão de luz 
não acompanhada da emissão de calor em 
consequência de uma reação química. 
(LUMINOL) 
• Bioluminescência é a emissão de luz visível 
derivada da liberação química de fótons. A 
bioluminescência obedece a várias funções 
biológicas (VAGALUMES) 
• Fluorescente: uma substância assim absorve 
energia da luz fornecida por determinada 
fonte e emite radiação visível, porém, quando 
o fornecimento de energia acaba, a emissão da 
radiação para imediatamente. (PLACAS DE 
TRÂNSITO) 
• Fosforescente: Da mesma forma que ocorre 
na fluorescência, na fosforescência, uma 
substância emite radiação visível porque 
absorve energia da luz fornecida por 
determinada fonte. Entretanto, nesse caso, 
mesmo depois que o fornecimento de energia 
parou, a substância fosforescente continua 
por algum tempo emitindo luz visível. Esse 
tempo pode variar desde frações de segundos 
até dias. (TOMADAS ELÉTRICAS E 
INTERRUPTORES) 
 
MODELO ATÔMICO DE SOMMERFELDO: 
Em 1915 Arnold Sommerfeld estudando os espectros 
de emissão de átomos mais complexos que o 
hidrogênio, ele observou que em cada camada 
eletrônica (n) havia 1 órbita circular (n) e (n-1)(l) 
órbitas elípticas com diferentes excentricidades. Estas 
órbitas elípticas foram denominadas de subníveis ou 
subcamadas de energia sendo elas s,p,d, f,g,h...Ele 
propôs este modelo através na teoria da relatividade 
de Einstein e da teoria quântica, assim podendo 
explicar detalhes dos espectros. 
 
 
 
MODELO QUÂNTICO 
 
MODELO DE BROGLIE: Com base em análises e 
experiências, verificou-se que a luz apresenta um 
comportamento dual. Em 1924, o físico francês Louis 
De Broglie lançou a hipótese baseada nos estudos de 
Albert Einstein e também de Max Planck o conceito da 
mecânica ondulatório onde o elétron se apresentava o 
princípio da dualidade partícula-onda. Este modelo 
proposto por De Broglie constitui um princípio 
fundamental do comportamento da estrutura atômica, 
tornando possível uma compreensão mais abrangente 
da natureza do átomo, bem como das ligações 
químicas por eles estabelecidas. O modelo atômico 
atual é um modelo matemático/ probabilístico, sendo 
o princípio da dualidade um dos seus pilares. 
 
MODELO DE SCHRODINGER: O físico austríaco Erwin 
Schrodinger em 1926 por meio da equação que ficou 
conhecida como equação de schrodinger conseguiu 
calcular a região mais provável onde o elétron possa 
estar. Para essa região atribui o nome de orbital. O 
orbital nada mais é que a região do espaço ao redor do 
núcleo onde há máxima probabilidade de se encontrar 
um elétron. 
 
PRINCÍPIO DA INCERTEZA DE HEISENBERG: Em 
1926, o cientista Werner Heisenberg (1901-1976) 
afirmou que não é possível determinar a velocidade e 
a posição de um elétron de determinado átomo. Desse 
modo, foi adotado que, no lugar de se determinar 
apenas uma órbita definida para o elétron, o mais 
adequado e correto é admitir que existissem 
regiões possíveis para este elétron estar. Essas regiões 
são chamadas de orbital, a qual foi calculada pelo 
cientista Erwin Schrödinger citado a cima. 
 
MODELO ATÔMICO ATUAL 
Nos dias atuais, o modelo "planetário", quer seja o de 
Bohr, quer seja o de Sommerfeld não é mais aceito. O 
modelo atômico atual é um modelo matemático-
probabilístico que se baseia em dois princípios 
principais, o primeiro deles o princípio da incerteza 
de Heisenberg onde é impossível determinar com 
precisão a posição e a velocidade de um elétron em 
um mesmo instante e também o principio da 
dualidade de Broglie onde o elétron comporta-se 
como matéria e energia sendo uma partícula-onda. 
 
NÚMEROS QUÂNTICOS: Podemos definir de forma 
simples e objetiva os números quânticos como sendo 
o endereço de cada elétron dentro de um átomo. Se 
quisermos encontrar um determinado elétron, 
devemos saber: 
 O nível (Número quântico principal (n) ) 
 O subnível (Número quântico secundário ou 
azimutal (l)) 
 O orbital (Número quântico magnético (m ou 
ml) 
 Rotação do elétron (Número quântico spin (s 
ou ms) 
 
Número quântico principal (n): se refere ao nível de 
energia em que os elétrons estão localizados, sendo 
que pode variar de 1 a 7, depende da camada em que 
se encontra. Essas camadas estão localizadas na 
eletrosfera atômica. 
 
 
 
Número quântico secundário (ℓ): É referente aos 
subníveis (presentes nas camadas K, L, M...). De 
acordo com Sommerfeld, para cada órbita circular (n) 
existia n-1 órbitas elípticas. Os níveis de energia são 
subdivididos em subníveis de energia. Esses subníveis 
são representados a partir de letras e números. 
 
 
 
O número quântico magnético indica a orientação 
dos orbitais (região de máxima probabilidade de se 
encontrar o elétron no átomo) no espaço. Os seus 
valores podem variar de -3 a + 3. 
Para entender como determinar esse número 
quântico, temos de realizar uma representação gráfica 
dos elétrons em orbitais. Isso é feito geralmente 
indicando um orbital por um quadrado. Por exemplo, 
o subnível s só possui um orbital, pois ele tem só uma 
forma em relação a qualquer orientação espacial, que 
é esférica. Lembre-se de que cada orbital comporta 
no máximo dois elétrons e que cada elétron é 
indicado por uma seta: 
 
 
 
 
 
Regra de Hund 
 
 
3.9.4-O número quântico do spin mostra o sentido 
da rotação do elétron. Dois elétrons num mesmo 
orbital não se repelem porque cada elétron gira ao 
redor de seu próprio eixo no sentido horário ou anti-
horário. Dois elétrons no orbital giram em sentidos 
opostos, anulando o magnetismo um do outro e 
proporcionando um sistema mais estável. Assim, em 
função dos sentidos de rotação para os elétrons, são 
conhecidos dois valores para o spin: 
 
 
O sentido da seta indicará o spin, que é adotado por 
convenção. Por exemplo, para o primeiro elétron de 
um orbital pode-se convencionar que sua 
identificação começará com todas as setas para cima e 
que as setas para cima irão indicar o spin -1/2. Assim, 
as setas para baixo irão indicar o spin igual a +1/2. 
Mas o contrário também pode ser adotado. 
 
PRATICANDO: Qual é o conjunto dos quatro números 
quânticos que caracteriza o elétron mais energético 
do35Br?