Modelos Atômicos

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Aula 1 
 
Modelos Atômicos 
 
 
 
 
Estrutura Atômica 
Revisão 
 
. No século V a.C., o filósofo grego Leucipo e seu discípulo Demócrito imaginaram 
que se partíssemos a matéria variadas vezes, chegaríamos a uma partícula muito 
pequena e indivisível, denominada de átomo. 
. Átomo é uma palavra de origem grega derivada de "a + thomos", que significa 
"sem divisão". 
. Esta ideia de que os átomos seriam pequenas partículas indivisíveis perdurou 
durante mais de vinte séculos! 
 
Teoria Atômica de Dalton 
• John Dalton (1766-1844) 
– Novo sistema da Filosofia Química, 
1808 
– Todos os corpos são constituídos 
por um vasto número de partículas 
extremamente pequenas, ou 
átomos de matéria ligados por uma 
força de atração. 
Teoria Atômica de Dalton 
Em resumo: Dalton acreditava que o átomo era uma esfera maciça, homogênea, 
indestrutível, indivisível e de carga elétrica neutra. 
Se fizermos uma comparação, os átomos seriam semelhantes a bolinhas de gude: 
maciças e esféricas. 
Simbolos de Dalton, 1808 
Name Symbol Name Symbol Name Symbol Name Symbol 
Oxygen O Tungsten Tn Palladium Pa Uranium U 
Sulphur S Antimony Sb Silver Ag Cerium Ce 
Phosphorus P Tellurium Te Mercury Hg Yttrium Y 
Muriatic 
radicle 
(chlorine) 
M 
Columbium 
(nioblium) 
Cl Copper Cu 
Glucinum 
(beryllium) 
Gl 
Fluoric 
radicle 
F Titanium Ti Nickel Ni Aluminum Al 
Boron B Zirconium Zr Cobalt Co Magnesium Ms 
Carbon C Silicium Si Bismuth Bi Strontium Sr 
Nitric radicle N Osmium Os Lead Pb Barytium Ba 
Hydrogen H Iridium I Tin Sn Calcium Ca 
Arsenic As Rhodium Rh Iron Fe Sodium So 
Molybdenum Mo Platinum Pt Zinc Zn Potassium Po 
Chromium Ch Gold Au Manganese Ma 
Jon Jakob Berzelius, 1813: Símbolos dos Elementos 
Pedaços do Átomo – o elétron 
• Heinrich Geissler 
(1814-1879) 
 
 
• Julius Plücker 
(1801-1868) 
 
 
– Tubo de vácuo 
brilhava, 1859 
– Raios afetados por 
campos magnéicos 
• Johann Wilhelm Hittorf (1824-1914) 
– Tudo de Cruz de Malta, 1869 
• Raios viajam em linha reta 
• Gerando sombras dos objetos 
 
• William Crookes (1832-1919) 
– Verificou as observações anteriores, 1879 
– Causou a movimentação em uma 
ventoinha 
• Constituída de Partículas 
– Possuía carga negativa 
 
• William Crookes (1832-1919) 
 Aplica-se uma grande voltagem (20.000 V) dentro de um tubo. 
Pressão normal: 
nada acontece 
Pressão reduzida: 
incandescência no 
interior do tubo 
Pressão próxima de 
zero: incandescência 
na extremidade oposta 
ao cátodo; objeto 
produz sombra. 
Conclusão: raios deixam o cátodo, em linha reta, em direção ao 
ânodo; foram chamados raios catódicos. 
• Joseph John Thomson (1846-1940) 
 Thomson: dedicou-se a estudar 
os raios catódicos 
• Fazem girar uma ventoinha localizada 
no ânodo: possuem massa 
Descoberta do elétron, 1887: toda matéria possui partículas 
idênticas carregadas negativamente: elétrons 
• desviadas em direção ao ânodo 
quando expostos a um campo 
elétrico: possuem carga negativa 
• independem do material que 
constitui o cátodo 
• Joseph John Thomson (1846-1940) 
e/m = -1.759 x 108 coulomb/g - 1897 
• Robert Millikan (1868-1923) 
– Experimento da gota de óleo– 1909 
e = -1.602 x 10-19 coulomb 
N = 6.062 x 1023 moléculas/g-molécula 
• J. J. Thomson 
– Pudim de Passas – 1904 
 
 Modelo atômico de Thomson: esfera carregada positivamente 
com elétrons incrustrados (pudim de passas). Elétrons 
uniformemente distribuídos (devido à repulsão Coulombiana) 
no interior de uma distribuição contínua de carga positiva, de 
modo a manter o átomo neutro. 
Passas negativas 
pudim positivo 
Partes dos Átomos – O próton 
• Eugen Goldstein (1850-1930) 
– Raios Canal - 1886 
 
 Descoberta do próton (Goldstein, 1886) 
• Goldstein verificou a formação de raios (raios canais) em sentido 
oposto ao dos raios cátódicos; 
 
• Estes raios apresentavam carga positiva (desvio contrário ao do raio 
catódico em um campo magnético ou elétrico) 
Tubo de Cookes modificado (fenda no cátodo) 
 Descoberta do próton (Goldstein, 1886 e Rutherford, 1904) 
• Posteriormente, em 1904, o cientista 
neozelandês Ernest Rutherford 
(1871-1937), ao realizar o mesmo 
experimento com o gás hidrogênio, 
detectou a presença de partículas 
com carga elétrica positiva ainda 
menores, as quais ele denominou 
prótons (p). A massa de um próton é 
aproximadamente 1836 vezes maior 
que a de um elétron. 
Radioatividade 
Wilhelm Conrad Roentgen 
1845-1923 
Descoberta dos Raios - X 
1895 
 
Platinocianeto de 
Bário 
Henri Becquerel (1852-1908) 
Atividade Radioativa, 1896 
 
Imagem de Sulfato de 
Urânio 
Nitrato de Urânio 
Marie Curie e Pierre Curie 
Uranita 
Brometo de Rádio 
Pierre Curie (1859-1906) 
Marie Curie (1867-1934) 
Radioatividade - 1898 
Polonium - 1898 
Radium - 1898 
Ernest Rutherford (1871-1937) 
α, β, γ - 1903 
Ernest Rutherford (1871-1937) 
α, β, γ - 1903 
A experiência de Rutherford (1911) 
 
 Rutherford bombardeou uma fina lâmina de ouro (0,0001 mm) com 
partículas "alfa" (núcleo de átomo de hélio: 2 prótons e 2 nêutrons), emitidas 
pelo "polônio" (Po), contido num bloco de chumbo (Pb), provido de uma 
abertura estreita, para dar passagem às partículas "alfa" por ele emitidas. 
 Envolvendo a lâmina de ouro (Au), foi colocada uma tela protetora revestida 
de sulfeto de zinco (ZnS). 
Modelo Atômico de Rutherford 
Observando as cintilações na tela de ZnS, Rutherford verificou que 
muitas partículas "alfa" atravessavam a lâmina de ouro, sem sofrerem 
desvio, e poucas partículas "alfa" sofriam desvio. Como as partículas 
"alfa" têm carga elétrica positiva, o desvio seria provocado por um 
choque com outra carga positiva, isto é, com o núcleo do átomo, 
constituído por prótons. 
Observações e conclusões de Rutherford 
Observação 
• a) A maior parte das 
partículas α atravessava a 
lâmina sem sofrer desvios. 
• b) Poucas partículas α (1 
em 20.000) não 
atravessavam a lâmina e 
voltavam. 
• c) Algumas partículas α 
sofriam desvios de 
trajetória ao atravessar a 
lâmina. 
Conclusões 
• A maior parte do átomo deve 
ser vazio. Nesse espaço 
(eletrosfera) devem estar 
localizados os elétrons. 
• Deve existir no átomo uma 
pequena região onde está 
concentrada sua massa (o 
núcleo). 
• O núcleo do átomo deve ser 
(+), o que provoca uma 
repulsão nas partículas α (+) 
 
 
Modelo Atômico de Rutherford 
 
 
 Assim, o átomo seria um imenso vazio, no qual o núcleo ocuparia uma 
pequena parte, enquanto que os elétrons o circundariam numa região 
negativa chamada de eletrosfera, modificando assim, o modelo atômico 
proposto por Thomson. 
 
 
 
 
 Descoberta do nêutron, 1932 
Através da espectroscopia de massa é possível verificar que, para um 
mesmo elemento, existem átomos com diferentes massas. Ex. Neônio 
Conclusão: existência de um terceiro tipo de partícula, com massa 
semelhante a do próton e eletricamente neutro (nêutron). 
prótons: carga positiva (+1) 
nêutrons: partículas nêutras (0) 
núcleo 
região extranuclear: 
átomo 
• diâmetro do átomo  100.000 diâmetro do núcleo (corresponde a 
uma bola de gude no centro de um estádio como o Maracanã. 
• átomo neutro: no de prótons = no de elétrons 
elétrons: carga negativas (-1) 
As partículas subatômicas 
Particle Symbol Charge 
coulomb 
Mass 
g 
Relative 
ChargeRelative Mass 
amu 
electron -1.602 x 10-19 9.109 x 10-28 -1 0.0005486 ≈ 0 
proton 1.602 x 10-19 1.673 x 10-24 +1 1.0073 
neutron 0 1.675 x 10-24 0 1.0087 
0
1 ore e


1
1orp H

1
0orn n
• O modelo planetário de Rutherford feria os conceitos da Física 
clássica (Física Newtoniana) pois todo corpo carregado sujeito a 
ação de uma força deve emitir energia radiante, caso do elétron 
sujeito à força centrípeta de atração do núcleo. Assim, a energia 
do elétrons seria constantemente diminuída e este se 
movimentaria em espiral em direção ao núcleo, levando ao 
colapso do átomo. 
• O elétron parado seria atraído em direção ao núcleo. 
A Física clássica não foi capaz de explicar a estabilidade do átomo. 
Modelos Atômicos - Continuação 
 Planck e Einsten, início do séc. : Física não-clássica 
(Física Quântica) 
 Bohr, 1913: 1o modelo não-clássico para o átomo 
Bohr foi o primeiro cientista a propor que a elucidação da 
estrutura atômica seria encontrada na natureza da luz emitida 
pelas substâncias a temperaturas altas ou sob influência de uma 
descarga elétrica. 
• Antes de entendermos o modelo de Bohr, precisamos fazer 
um “parênteses” para relembrar algumas características da 
energia radiante 
 Energia radiante 
Campos elétricos e magnéticos 
(radiação eletromagnética) 
perpendiculares oscilantes 
• Amplitude: altura da onda acima do 
ponto central determina a intensidade 
(brilho) da radiação 
am
p
li
tu
d
e 
• Frequência (): número de cristas que 
passam por um ponto do espaço por segundo. 
- A frequência da radiação afeta sua aplicação. 
- Para luz visível   1015 s-1 (Hz) - mil trilhões 
 
• velocidade (c): velocidade com que 
uma crista viaja no espaço; c = 3,0 x 108 m/s (1 bilhão km/h) 
• comprimento de onda (): 
distância entre duas cristas 
comprimento 
de onda 
• Desde que c é constante e existe uma relação clara entre c,  e  
(c = .), a cada valor de  corresponde um diferente valor de . 
Nossos olhos enxergam diferentes 
cores porque respondem de maneira 
diferente a radiações de diferentes . 
• A luz branca é uma combinação de radiações de todas as 
frequências do visível. 
• Ao passar por um prisma de vidro, as 
componentes da luz branca são separadas 
devido à ocorrência do processo de refração. 
Newton, 1665 
 Este é o fenômeno que ocorre na formação do arco-íris, onde 
gostas de chuva fazem o papel de prismas. 
• Uma gota separa os  de 
um raio de sol. Se este raio 
incidir aproximadamente 
na horizontal, os 
componentes chegarão até 
a terra em pontos 
diferentes 
• A luz de cada cor que chega aos 
olhos de uma pessoa, portanto, 
vem de uma gota de altura 
diferente, o vermelho de uma 
gota mais alta e o violeta de uma 
gota mais baixa. 
• Cada observador observa um 
arco-íris diferente 
Espectro Eletromagnético 
Século XIX 
radiação: onda 
matéria: partícula 
 Início século XX, Plank e Einstein: física quântica 
• No final do século XIX, muitos cientistas estudavam o fenômeno da emissão de 
radiação por um corpo aquecido, tentando entender a relação entre a temperatura, a 
intensidade e o comprimento de onda da radiação emitida por esse corpo. 
 
• Como as leis da física clássica conhecida na época não proporcionavam explicações 
adequadas para tais observações, Planck, em 1900, tentando explicar essas emissões, 
formulou uma hipótese ousada para a época, admitido que a transmissão de energia 
entre os corpos ocorre através da troca de pacotes ou quanta de energia entre eles e 
que as radiações se constituíam de quanta (plural de quantum) de energia. Portanto, a 
energia é transferida de maneira descontínua, ou seja, quantizada 
 
 Natureza corpuscular da radiação 
Efeito fotoelétrico 
Einstein irradiou placas metálicas com radiações de diferentes  
Quantização de energia 
Dualidade onda-partícula 
da radiação 
• Einstein comprovou que a radiação 
eletromagnética possui pacotes energia (fótons) 
E = energia do fóton 
h = constante de Planck 
 = frequência da radiação (s-1) 
E = h .  
 Espectros de linhas 
• Quando um elemento é aquecido ou submetido a uma descarga 
elétrica, o mesmo emite uma luz que, ao atravessar um prisma, dá 
origem a um espectro de linhas discretas. 
• Cada elemento origina um espectro de linhas diferentes, como se 
fosse sua digital. 
• Por este motivo, cada elemento emite luz de cor característica, 
a qual pode ser utilizada na identificação do elemento. 
Li Na K Rb 
• Fogos de artifício. 
• Magnésio: luz branca brilhante 
• Sódio: amarelo 
• Estrôncio: vermelho 
• Cobre: azul 
• Até 1885, 14 linhas espectrais de hidrogênio tinham sido 
identificadas e seus comprimentos de onda precisamente medidos. 
 
• Johann Balmer propôs uma expressão matemática empírica que 
descreveu precisamente todos estes comprimentos de ondas 
conhecidos. 
 
 
 
 
 
 
 
n = 3, 4, 5 ..... 
 
onde n se supôs serem valores inteiros, isto é, n = 3,4,5,6,..... 
e R é uma constante que agora é denominadas de constante de 
Rydberg. 
• No final do séc. XIX descobriu-se que todas as linhas espectrais estão 
relacionadas pela equação: 









 2
2
2
1 n
1
n
1
R
1
Onde: 
Série de Lyman n1 = 1 n2 = 2, 3, 4, 5,... 
Série de Balmer n1 = 2 n2 = 3, 4, 5, 6,... 
Série de Paschen n1 = 3 n2 = 4, 5, 6, 7,... 
 
R = cte de Rydberg = 1,0974 x 107 m-1 
 Espectro de linhas do átomo de hidrogênio 
Niels Bohr 
(1885-1962) 
 Bohr, 1913: percebeu que a elucidação da 
estrutura atômica se daria a partir da natureza 
da luz emitida pelos elementos 
• Bohr propôs que um átomo emitisse luz 
quando aquecido ou submetido a uma descarga 
elétrica porque seus elétrons absorvem energia 
e depois a emitissem na forma de luz. 
• Como as linhas espectrais apresentam  definidos, a única 
explicação racional é a de que os elétrons em um átomo não estão 
livres para ter qualquer quantidade de energia. 
• Em um átomo, os elétrons podem ter somente certas quantidades 
específicas de energia (quantização da energia do elétron em um átomo). 
 Modelo atômico de Bohr (modelo planetário modificado) 
- - 
- 
E(fóton) = E2 - E1 
1. O átomo possui um conjunto de níveis de energia que os elétrons 
podem ocupar. 
2. Cada nível de energia tem uma população máxima de elétrons. 
3. No estado fundamental, os elétrons ocupam os lugares de menor 
energia disponíveis. 
4. Quando o átomo absorve energia, alguns elétrons são elevados a 
níveis de maior energia (E2). 
5. Assim, níveis de energia mais baixo ficam disponíveis. 
6. Os elétrons excitados podem decair de níveis de maior energia 
(E2) para níveis disponíveis de menor energia (E1). 
7. Quando o fazem, emitem um fóton com energia correspondente 
a E2 - E1. 
 Voltamos à pergunta: o quê os elétrons fazem nos átomos? 
• Bohr propôs que os elétrons percorressem órbitas em torno do 
núcleo, justificando que o colapso do átomo não ocorre porque os 
elétrons não podem emitir radiação continuamente (portanto não 
podem mover-se em espiral em direção ao núcleo) e porque há um 
valor mínimo para suas energias. 
Niels Bohr 
(1885-1962) 
 Bohr, 1913: 
Niels Bohr 
(1885-1962) 
 Bohr, 1913: 
Cálculo da energia dos orbitais do átomo de hidrogênio 
Onde:A = 2,18 x 10 -18 J 
Z = Número Atômico 
n = é camada do orbital, n=1,2,3..... 
 Bohr, 1913: 
 Bohr, 1913: 









 2
2
2
1 n
1
n
1
R
1
Niels Bohr 
(1885-1962) 
 Bohr, 1913: