Modelos Atômicos e Partículas Fundamentais

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Aula 3 
Unidade 2 – Teoria atômica e tabela periódica - Parte 1 
 
Tema: 
Átomos, modelos atômicos, número de massa, número 
atômico, massa atômica 
 
Objetivos: 
- Identificar a evolução dos diferentes modelos atômicos. 
- Definir átomo, partículas fundamentais, número e massa 
atômica 
 
Química Geral - Introdução 2 
Modelos atômicos 
A origem da palavra átomo 
A palavra átomo foi utilizada pela primeira vez na Grécia 
antiga, por volta do ano 400 aC. Demócrito (um filósofo 
grego) acreditava que todo tipo de matéria fosse formado 
por diminutas partículas que denominou átomos (átomo 
em grego = indivisível). 
Acreditava-se que tais partículas representavam a menor 
porção de matéria possível, ou seja, eram indivisíveis. 
Como esta ideia não pôde ser comprovada por Demócrito 
e seus contemporâneos, ela ficou conhecida como 1º 
modelo atômico, mas meramente filosófico. 
Modelos atômicos 
 
• O conceito de átomo de Demócrito permaneceu inalterado 
como uma especulação filosófica, com pouca utilidade 
científica, até a descoberta de duas leis químicas quantitativas: 
• Lei da conservação da massa 
• Lei das proporções definidas 
• A evidência que conduziu à descoberta destas leis teve origem 
em observações experimentais de muitos cientistas no século 
XVIII e início do século XIX. 
Modelo Atômico de Dalton 
Em 1803, Dalton retomou estas ideias sob uma nova 
perspectiva: a experimentação. 
Baseado em reações químicas e pesagens minuciosas, 
chegou à conclusão de que os átomos realmente existiam e 
que possuíam algumas características: 
 - Toda matéria é formada por diminutas partículas esféricas, maciças, 
neutras e indivisíveis chamadas átomos. 
- Existe um número finito de tipos de 
átomos na natureza. 
- A combinação de iguais ou diferentes 
tipos de átomos originam os diferentes 
materiais. 
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A Teoria Atômica de Dalton (John Dalton, 1766-1844): 
 
 A matéria é formada de pequenas partículas denominadas átomos; 
 Os átomos não podem ser criados ou destruídos. Nas reações 
químicas, os átomos mudam suas posições relativas mas 
permanecem intactos; 
 Em qualquer amostra de um elemento puro, as massas e as outras 
propriedades de todos os átomos são idênticas; 
 Os átomos de elementos diferentes têm massas e outras propriedades 
diferentes; 
 Quando átomos de elementos diferentes se combinam para formar 
compostos, formam-se novas partículas mais complexas. Entretanto, 
os átomos que constituem um determinado composto estão sempre 
presentes na mesma proporção numérica. 
Elementos e átomos são descritos pela Teoria Atômica de Dalton 
• As primeiras teorias atômicas consideraram que os átomos 
eram indestrutíveis e que era impossível que fossem 
transformados em fragmentos menores. 
• Durante o final do século XIX e início do século XX, 
foram realizadas diversas experiências que demonstraram 
que os átomos são constituídos de partículas subatômicas. 
 
 
 
• Em 1834, Michael Faraday – a passagem de 
uma corrente elétrica através de soluções 
aquosas podia provocar transformações 
químicas; 
• Século XIX: experiências com tubos de descarga de gás (corrente 
elétrica provocada por uma voltagem elevada passava através de um 
gás encerrado sob baixa pressão dentro de um tubo de vidro); 
Modelo Atômico de Thomson (1897) 
 
 Com a descoberta dos elétrons, Thomson propôs um modelo de 
átomo no qual os elétrons estariam uniformemente distribuídos 
sobre os átomos, garantindo o equilíbrio elétrico entre as cargas 
positiva dos átomos e negativa dos elétrons. 
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Modelo Atômico de Rutherford (1911) – Átomo com núcleo 
A maior parte da massa 
do átomo e toda a sua 
carga positiva estão 
localizadas em uma 
região muito pequena e 
densa, que chamou de 
núcleo. 
Se o modelo do átomo de Thomson estivesse 
correto, o resultado de Rutherford seria impossível. 
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Observando as cintilações na tela de 
ZnS, Rutherford verificou que 
muitas partículas α (alfa) 
atravessavam a lâmina de ouro, sem 
sofrerem desvio, e poucas 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. 
Os grandes espaços vazios explicam 
porque a grande maioria das 
partículas α (alfa) não sofre desvios. 
Modelo Atômico de Rutherford (1911) – Átomo com núcleo 
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• O átomo consite de entidades neutras, positivas e negativas 
 (prótons, elétrons e nêutrons). 
• Os prótons e nêutrons estão localizados no núcleo do átomo, que é 
pequeno. A maior parte da massa do átomo se deve ao núcleo. 
Se o ouro apresenta núcleos positivos, como explicar o fato de a 
lâmina de ouro ser eletricamente neutra? Para explicar esta questão, 
Rutherford imaginou que ao redor do núcleo estavam os elétrons. 
Sendo negativos, os elétrons iriam contrabalançar a carga positiva 
do núcleo e garantir a neutralidade elétrica do átomo. Sendo muito 
pequenos e estando muito afastados entre si, os elétrons não iriam 
interferir na trajetória das partículas α. 
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O átomo proposto por Rutherford seria 
semelhante ao sistema solar: o núcleo 
representa o Sol e, os elétrons, os planetas. 
 
Estudos experimentais mostraram que o 
núcleo é formado por prótons e nêutrons e 
ao redor do núcleo giram elétrons em 
órbitas circulares, chamadas eletrosfera. 
 
Do ponto de vista químico, pode-se adotar 
uma visão simples do átomo porque apenas 
três partículas subatômicas influenciam o 
comportamento químico: próton, nêutron e 
elétron. 
Niels Bohr 
(1885 - 1962) 
Niels Bohr trabalhou com 
Thomson, e posteriormente com 
Rutherford. 
Tendo continuado o trabalho 
destes dois físicos, aperfeiçoou, 
em 1913, o modelo atômico de 
Rutherford. 
Utilizando estudos de Max Planck 
e de Einstein, Bohr desenvolveu 
um novo modelo atômico. 
 
 - Os Postulados de Niels Bohr (1885-1962) - De acordo com o 
modelo atômico proposto por Rutherford, os elétrons ao girarem ao 
redor do núcleo, com o tempo perderiam energia, e se chocariam com o 
mesmo. 
 Como o átomo é uma estrutura estável, Niels Bohr formulou uma 
teoria (1913) sobre o movimento dos elétrons, fundamentado na Teoria 
Quântica da Radiação (1900) de Max Planck. 
 A teoria de Bohr fundamenta-se nos seguintes postulados: 
 1º postulado: Os elétrons descrevem órbitas circulares 
estacionárias ao redor do núcleo, sem emitir nem absorver energia. 
2º postulado: Fornecendo energia (elétrica, térmica, ....) a 
um átomo, um ou mais elétrons a absorvem e saltam para 
níveis mais afastados do núcleo. Ao voltarem às suas 
órbitas originais, devolvem a energia recebida em forma de 
luz (fenômeno observado, tomando como exemplo, uma 
barra de ferro aquecida ao rubro). 
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No estado fundamental (de menor energia), os elétrons 
ocupariam os níveis mais baixos de energia. Recebendo 
energia de uma fonte externa, um ou mais elétrons 
absorvem essa energia e saltam de uma órbita mais 
interna para uma órbita mais externa. A quantidade de 
energia recebida é bem definida (um quantum de energia) 
e dizemos que o átomo está no estado excitado. 
As figuras abaixo representam a mudança de nível em 
função do ganho ou perda de energia: 
Ao “voltar” para a órbita mais interna, o elétron 
emite um quantum de energia, na forma de luz. 
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Teoria Quântica 
 De acordo com Max Planck (1900), quando uma partícula 
passa de uma situação de maior energia para outra de menor 
energia ou vice-versa, a energia é perdida ou recebida em 
"pacotes" que recebe o nome de quanta (quantum é o 
singularde quanta). 
 
 O quantum é o pacote fundamental de energia e é indivisível. 
 Cada tipo de energia tem o seu quantum. 
 A Teoria Quântica permitiu a identificação dos elétrons de 
um determinado átomo, surgindo assim os "números 
quânticos". 
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O átomo de Rutherford foi, então, corrigido pelas ponderações 
de Bohr e recebeu o nome de modelo atômico de Rutherford-
Bohr. 
 
O desenvolvimento desses estudos mostrou que os elétrons se 
agrupam em 7 camadas eletrônicas, denominadas: K, L, M, N, 
O, P e Q. 
 
Em cada camada, os elétrons têm uma quantidade fixa de 
energia; por esse motivo, as camadas são também denominadas 
níveis de energia ou estados estacionários. 
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Modelos Atômicos 
Dalton 
1803 
Thomson 
1897 
Rutherford 
1911 
Bohr 
1913 
Atual 
1926 
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• Pode haver um número variável de nêutrons para o mesmo 
número de prótons. Os isótopos têm o mesmo número de prótons, 
mas números diferentes de nêutrons. 
• Os elétrons estão localizados fora do núcleo. Grande parte do 
volume do átomo se deve aos elétrons. 
Partícula Massa (u) Carga elétrica 
Próton 1,007276 + 1 
Nêutron 1,008685 0 
Elétron 0,0005486 - 1 
Os átomos têm um número igual de prótons e elétrons, sendo a 
sua carga total zero. 
 
Observa-se que a massa de um elétron é cerca de 1.836 vezes 
menor que a de um próton ou de um nêutron. 
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Identificação de átomos 
 
O número de prótons, nêutrons e elétrons de um átomo constitui um 
dado importante para a identificação de um átomo. Alguns conceitos 
relacionados: 
 
Número atômico (Z) – é o número de prótons existentes no núcleo 
de um átomo. 
 
Número de massa (A) – é a soma do número de prótons (Z) e de 
nêutrons (N) do átomo. 
 
Assim: A = Z + N 
 
Exemplo: 
O átomo de sódio tem 11 prótons, 12 nêutrons e 11 elétrons. Então, para o 
elemento químico sódio temos: 
- número atômico: Z = 11 (número de prótons = número de elétrons = 11) 
- número de nêutrons: N = 12 
- número de massa: A = Z + N = 11 + 12 = 23. 
 
Química Geral - Introdução 24 
Elemento químico - É o conjunto de todos os átomos 
com o mesmo número atômico (Z). 
 
A notação genérica, para um átomo é: 
 
 
 
 
 
Por exemplo: 17
35Cl indica um átomo de cloro que possui 
17 prótons e 18 nêutrons no núcleo. Seu número de 
massa é 17 + 18 = 35. 
 
Química Geral - Introdução 25 
De acordo com as relações entre átomos, eles 
podem ser classificados em: isótopos, isóbaros, 
isótonos e isoeletrônicos 
 
Classificação Atômica 
Química Geral - Introdução 26 
Química Geral - Introdução 27 
Química Geral - Introdução 28 
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A escala de massa atômica 
 
• A massa do 1H é 1,6735 x 10-24 g e do 16O é 2,6560 x 10-23 g. 
• Definimos: a massa de 12C = exatamente 12 u. 
• Usando unidades de massa atômica: 
 
1 u = 1,66054 x 10-24 g 
1 g = 6,02214 x 1023 u 
 
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Massas atômicas 
 
Massas atômicas médias 
• A massa atômica relativa: massas médias dos isótopos: 
– O C natural: 98,93 % de 12C + 1,07 % de 13C. 
• A massa média do C: 
• (0,9893)(12 u) + (0,0107)(13,00335) = 12,01 u 
 
• A massa atômica (MA) é também conhecida como massa atômica 
média. 
• As massas atômicas estão relacionadas na tabela periódica. 
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• A tabela periódica é utilizada para organizar os 118 elementos de 
modo significativo. 
• Como consequência dessa organização, existem propriedades 
periódicas associadas à tabela periódica. 
A tabela periódica 
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• As colunas na tabela periódica chamam-se grupos (numeradas de 
1A a 8A ou de 1 a 18). 
• As linhas na tabela periódica chamam-se períodos. 
• Os metais estão localizados no lado esquerdo da tabela periódica 
• (a maioria dos elementos são metais). 
• Os não-metais estão localizados na parte superior do lado direito da 
tabela periódica. 
• Os elementos com propriedades similares, tanto com os metais 
quanto com os não-metais, são chamados metalóides e estão 
localizados no espaço entre os metais e os não-metais. 
A tabela periódica 
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A tabela periódica 
 
• Alguns dos grupos na tabela periódica recebem nomes especiais. 
• Estes nomes indicam as similaridades entre os membros de um 
grupo: 
Grupo 1 ou 1A: Metais alcalinos 
Grupo 2 ou 2A: Metais alcalinos terrosos 
Grupo 16 ou 6A: Calcogênios 
Grupo 17 ou 7A: Halogênios 
Grupo 18 ou 8A: Gases nobres 
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