MODELO ATOMICO turma SX

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Fundamentos da 
Teoria Atômica 
Profª Shirlene Tamires 
shirlenetamires@gmail.com 
Filósofos Gregos 
Aristóteles ( 384- 322 a.c) 
 Fogo Água 
 Terra Ar 
 
 Demócrito (460-370 a.c) 
 Átomos 
 
ALQUIMISTAS 
A antiga química exercitada 
na Era Medieval. 
Mistura: noções de 
química, física, astrologia, 
arte, metalurgia, 
medicina, misticismo e 
religião. 
Elixir da longa vida 
Pedra filosofal 
O nascimento da química 
Século XVIII: 
Química Experimental 
 
Lei de Lavoisier 
Lei de Proust 
Modelo de Dalton 
“Bola de Bilhar” 
• Indivisível 
• Maciço 
• Indestrutível 
• Esférico 
 
John Dalton ( 1766-1844)-Professor Inglês 
Postulados de dalton 
• A máteria é composta de partículas indivisíveis; 
• Atómos são permanentes e indivisíveis e não 
podem ser destruidos e nem criados; 
• Todos os átomos de um mesmo elemento tem a 
mesma proriedade as quais diferem das 
propriedades de todos os outros elementos; 
• Uma reação química consiste em um novo 
arranjo de átomos; 
• Os compostos são formados por átomos 
diferente em proporções diferentes. 
Contribuições: 
• Compreensão da Lei da conservação da massa de 
Lavoisier; 
• Compreensão das substâncias simples; 
• Compreensão das substâncias compostas; 
• Misturas; 
• Massa atômica 
• lei das pressões parciais dos gases (Lei de Dalton) 
• Transformações da matéria 
• Propriedade das substâncias 
• Daltonismo 
 
Tales de Mileto ( VI a.c.) eletricidade 
 
Modelo de Thomson 
Toda matéria, no estado normal, contém partículas 
elétricas que se neutralizam mutuamente 
Catodo Anodo 
• Tubo de Descarga; 
• Gás rarefeito; 
• Descarga elétrica. 
Raios Catódicos são partículas negativas; 
Qualquer que seja o tipo de gás, o desvio 
ocorre do mesmo modo. 
Modelo de Thomson 
Gases submetidos a 
voltagem muito 
elevadas 
 Raios Anódicos ( canais) são partículas positivas; 
 Foram formados a partir dos “restos” do átomo de gás, após 
terem seus elétrons arrancados pela descarga elétrica. 
 O catodo e o anodo criam uma diferença de potencial dentro 
do tubo de descarga fazendo com que as partículas positivas 
sejam aceleradas em direção ao catodo 
 
Modelo de Thomson 
Modelo de Thomson 
• Átomo divisível 
• Pasta positiva, recheada 
pelos eletrons ( negativo) 
• Maciço 
Joseph John Thomson ( 1856)- Inglês 
“ Pudim de Passas” 
• Natureza elétrica da matéria 
• Corrente elétrica; 
• Eletrização por atrito; 
• Formação de íons; 
• Descargas elétricas em gases. 
 
 
Contribuições: 
Modelo de Rutherford 
A maioria das partículas atravessaram a lâmina 
de ouro. 
Como explicar esse fato? 
Modelo de Rutherford 
Modelo de Rutherford 
• A lâmina de ouro não era constituida de 
átomos maciços e justapostos; 
• Os grandes espaçoes vazios explicam porque a 
maioria das partículas sofreram desvio 
• Se uma parícula alfa (positiva) passar muito 
próximo de um núcleo (positivo) sofrerá um 
desvio muito intenso 
• Se uma parícula alfa se chocar diretamente 
com o núcleo ela ser repelida para trás. 
Modelo de Rutherford 
Se o ouro apresenta núcleos positivos, como explicar o 
fato de a lâmina de ouro ser eletricamente neutra? 
 Ao redor do núcleo estavam 
girando os elétrons 
 Sendo negativos, os eletróns 
iriam garantiar a 
neutralidade elétrica dos 
átomos 
Se o núcleo atômico é formado por partículas positivas, 
por que essas partículas não se repelem? 
O cientista James Chadwick 
verificou que o núcleo do 
elemento berílio radioativo 
emite partículas sem carga 
elétrica e de massa 
praticamente igual à dos 
prótons. Essa partícula foi 
denominada nêutron. 
confirmando-se assim a 
existência da terceira partícula 
subatômica. 
Modelo de Rutherford 
Os nêutrons “isolam” os prótons, evitando 
suas repulsões e o conseqüente 
“desmoronamento” do núcleo 
Modelo de Rutherford 
Ernest Rutherford ( Nova Zelândia) 
Eletróns 
girando 
em torno 
do núcleo 
Íons 
A: massa 
Z: número atômico 
N: número de neutro 
Íon Negativo ( ânion): ganha elétron 
Íon Positivo ( cátion): perde elétron 
 
A= Z + N 
Número de Massa 
Isótopos 
São átomos com mesmo número de prótons ( Z ) e diferente 
número de massa ( A ) 
Isótopo 
Abundância 
Isotópica 
(%) 
Massa 
Relativa (u) 
Cl35 75,76 34,969 
Cl37 24,24 36,966 
Isóbaros 
São átomos de diferentes números de prótons (elementos 
diferentes), mas que possuem o mesmo número de 
massa ( A ). 
 
Isótonos 
São átomos de diferentes números de prótons (elementos 
diferentes), diferentes números de massa, porém com 
mesmo número de nêutrons ( N ). 
O átomo de cloro tem: N= A- Z = 37- 17 = 20 nêutrons 
O átomo de cálcio tem: N= A- Z = 40- 20 = 20 nêutrons 
 
Exemplos 
Modelo de Rutherford-Bohr 
Física Clássica: 
“toda partícula elétrica em movimento circular (como 
seria o caso dos elétrons) está constantemente emitindo 
energia.” 
Se o elétron segue 
perdendo energia, sua 
velocidade de rotação 
teria que diminuir com o 
tempo. Assim, o elétron 
acabaria indo de encontro 
ao núcleo, descrevendo 
um movimento espiralado 
Ondas 
Mecânicas: para que haja 
propagação, as ondas mecânicas 
necessitam de um meio material, 
por exemplo, as ondas sonoras e 
as ondas em uma corda. 
 
Eletromagnéticas: nesse caso, 
não é necessário que haja um 
meio material para que a onda se 
propague, por exemplo, as ondas 
de rádio e a luz. 
São perturbações que se propagam pelo espaço sem 
transporte de matéria, apenas de energia. 
Ondas Eletromagnéticas 
São formadas pela oscilação simultânea de um campo 
elétrico e de um campo magnético perpendiculares entre 
si. 
 
 A onda eletromagnética se 
desloca na direção do eixo 
x ; 
o campo elétrico oscila na 
direção do plano xy ; e o 
campo magnético, na direção 
do plano xz . 
Exemplo de onda eletromagnética 
Espectro de Luz Branca 
Espectro Contínuo: As cores vão variando gradativamente do 
vermelho ao violeta — que são os dois limites extremos para nossa 
visão 
Espectro Descontínuo 
As Raias (Bandas) do 
espectro são constantes 
para um dado elemento 
químico, mas mudam de 
um elemento para outro 
Cada elemento químico tem seu espectro característico, como se fosse uma “impressão digital” 
Teoria de Max Planck 
Levando em conta as teorias clássicas, a energia 
emitida por um corpo que não reflete luz (Corpo 
Negro) deveria variar na mesma proporção 
da temperatura. Na prática, não era isso que 
acontecia. 
E=h.f 
E:energia; f: frequência e h é uma constante 
universal- Constante de Planck. 
 
 
Esta constante foi baseada na idéia revolucionária de 
que a energia emitida por um corpo negro só poderia 
assumir valores discretos conhecidos como quanta. 
A energia não seria emitida de modo contínuo, mas 
em “pacotes”. A cada “pacote de energia” foi dado o 
nome de quantum 
Postulados de Bohr: 
• Os elétrons se movem ao redor do núcleo em um 
número limitado de órbitas bem definidas, que 
são denominadas órbitas estacionárias; 
• Movendo-se em uma órbita estacionária, o 
elétron não emite nem absorve energia; 
• Ao saltar de uma órbita estacionária para outra, o 
elétron emite ou absorve uma quantidade bem 
definida de energia, chamada quantum de 
energia (em latim, o plural de quantum é quanta). 
 
Modelo de Rutherford-Bohr 
Esses saltos se repetem milhões de 
vezes por segundo, produzindo 
assim uma onda eletromagnética, 
que nada mais é do que uma 
sucessão de fótons (ou quanta) de 
energia. 
 
Considerandoque os elétrons só 
podem saltar entre órbitas bem 
definidas, é fácil entender porque 
nos espectros descontínuos 
aparecem sempre as mesmas raias 
de cores também bem definidas 
Modelo de Rutherford-Bohr 
Átomos maiores, tendo maior número de elétrons, 
darão também maior número de raias espectrais 
Modelo de Rutherford-Bohr 
Estados Estacionários 
Em cada camada, os elétrons 
possuem uma quantidade 
fixa de energia; por esse 
motivo, as camadas são 
também denominadas 
estados estacionários ou 
níveis de energia. Além disso, 
cada camada comporta um 
número máximo de elétrons 
Hipótese de Broglie 
 Em 1924, o físico francês Louis De Broglie havia lançado 
a hipótese de que, se a luz apresenta natureza dual, uma 
partícula também teria propriedades ondulatórias, ou 
seja, o elétron se comporta ora como partícula, ora 
como onda. 
 
“A todo elétron em movimento está associada 
uma onda característica ( Princípio da Dualidade 
ou de De Broglie)”. 
 Princípio da incerteza ou de 
Heisenberg 
Em 1927, o físico alemão Heisenberg, desenvolveu uma 
relação importante: 
É impossível conhecer ao mesmo tempo a posição e 
a velocidade de uma única partícula pequena com 
qualquer grau de certeza 
Gato de Schrödinger 
Um sistema quântico, onde um fóton, elétron, átomo, ou quaisquer outras 
partículas subatômicas podem existir em uma combinação de múltiplos estados, 
ou seja, a superposição. 
Porém, isso só acontece até que ela seja observada. Se houvesse qualquer 
interferência que seja, uma fonte de luz para observar o fenômeno, por exemplo, as 
duas realidades do mundo subatômico entrariam em choque e só será possível ver 
uma delas. 
A equação de Schrodinger 
Permitiu achar as energias permissíveis de sistemas físicos. 
Constante de Planck normalizada energia potencial eletrostática Laplaciano 
Orbital 
É a região na eletrosfera do 
átomo em que é máxima a 
probabilidade de se encontrar 
o elétron. 
As regiões onde existem alta probabilidade de encontrar 
um elétron, são regiões de alta densidade eletrônica. 
 
 
 
Região Nodal: Regiões no orbital onde a probabilidade 
de encontrar um elétron é nula 
Diagrama Energético 
Números quânticos secundários (L) 
1. Níveis Energéticos: 
Esses níveis correspondem às sete camadas ( K , L , 
M , N , O , P e Q ) do modelo de Rutherford-Bohr. 
Atualmente, eles são identificados pelo chamado 
número quântico principal(n ), que é um número 
inteiro, variando de 1 a 7. 
2. Subníveis energéticos: 
Esses subníveis são identificados pelo chamado 
número quântico secundário ou azimutal ( l ), que 
assume os valores 0, 1, 2 e 3, mas que é 
habitualmente designado pelas letras s, p, d, f, 
respectivamente. 
3. Orbital 
Os subníveis s, p, d, f, contêm sucessivamente 1, 3, 5, 7. Os 
orbitais são identificados pelo chamado número quântico 
magnético (ML ou m). 
Num dado subnível, o orbital central tem o 
número quântico magnético igual a zero; os 
orbitais da direita têm m: +1, +2, +3; os da 
esquerda têm m: -1, -2, -3 
4. Spin 
• Um orbital comporta no máximo dois elétrons. 
• Os elétrons podem girar no mesmo sentido ou 
em sentidos opostos, criando campos magnéticos 
que os repelem ou os atraem 
Por convenção devemos iniciar com o spin negativo 
Regra de Hund 
ou da 
Máxima Multiplicidade, 
Em um mesmo subnível, de início, todos os orbitais 
devem receber seu primeiro elétron, e só depois cada 
orbital irá receber seu segundo elétron. 
Exemplo: 
• Elétron mais afastado do núcleo (ou elétron de 
valência) é aquele com maior valor do número quântico 
principal ( n ); 
• Elétron mais energético é aquele situado no nível (n) 
ou subnível (L) de maior energia, o que é dado pela 
soma n + L. 
Exemplo 2: Coloque no esquema usando quadradinhos, 
os 7 elétrons do subnível d. Indique os quatro números 
quânticos do último elétron colocado, sabendo-se que 
esse subnível é da camada M. 
• No nível ou camada M n= 3 
• No subnível d  l= 2 
• Devemos lembrar que a ordem de colocação dos sete elétrons no subnível obedece 
à regra de Hund 
• d são 5 orbitais 
Os quatro números quânticos que indicam esse sétimo e último 
elétron são: 
-2 -1 0 +1 +2 
FORMAS DOS ORBITAIS 
ORBITAL s 
A forma da curva da densidade de 
probabilidade para um elétron s independe da 
direção, isto é, a probabilidade de encontrar um 
elétron s diminui com a distância do núcleo, da 
mesma maneira, em todas as direções. 
Portanto, podemos dizer que a distribuição da 
densidade de probabilidade para um elétron s é 
esfericamente simétrica. 
 
 
ORBITAL p 
ORBITAL d 
A subcamada d consistem em cinco orbitais, representados por dx , dy , 
dz , dx
2 - y
2 e dz
2 . No átomo isolado, todos eles têm energias equivalentes. 
ORBITAL f 
Os orbitais f são ainda mais complexos que os orbitais d. Eles são importantes 
apenas para a química dos elementos lantanóides e actinóides. 
Distribuição eletrônica em átomos neutros 
Diagrama 
de 
Pauling 
Exemplo: Distribuição dos 26 elétrons de um átomo de ferro (Z = 26) 
Distribuição eletrônica nos íons 
Os elétrons que o átomo irá ganhar ou perder (para se 
transformar num íon) serão recebidos ou retirados da 
última camada eletrônica, e não do subnível mais 
energético. 
Exemplo: Ferro (Z=26) 
 
Quando o átomo de enxofre ganha 2 elétrons 
Exercício 
Utilizando o diagrama de Pauling e considerando 
o elemento químico tungstênio (W), de número 
atômico igual a 74, responda: 
 
a) Qual a distribuição eletrônica do átomo de 
tungstênio por camadas ou níveis energéticos? 
b) Qual a distribuição por subníveis energéticos? 
c) Quais os elétrons mais externos? 
d) Quais os elétrons com maior energia? 
Resolução