5 Modelos Atômicos CEUMA-OK

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Modelos Atômicos 
Prof.ª Marirah Chagas 
Átomo 
 
• É a unidade fundamental da matéria. 
 
• A matéria é composta por átomos. 
 Demócrito (460 - 370 a.C.) – filósofo grego 
 
• O conceito de que a matéria é composta por pequenas porções 
de matéria. 
 
• Desenvolveu uma teoria de que o universo é formado por 
espaço vazio e por um número (quase) infinito de partículas 
invisíveis, que se diferenciam umas das outras em sua forma, 
posição e disposição. 
 
• Toda a matéria é feita das partículas indivisíveis chamadas 
átomos. 
Átomo 
Platão e Aristóteles 
 
• Fundamentaram a hipótese – não poderia haver partículas 
indivisíveis 
 
• A visão atômica de Demócrito enfraqueceu-se por vários 
séculos – a filosofia aristótélica dominou a cultura ocidental 
por muito tempo. 
 
A noção sobre átomos ressurgiu no século XVII 
- Cientistas tentaram explicar as propriedades dos gases 
 ar - invisível e em constante movimento 
 
- Issac Newton defendeu a ideia da existência do átomo. 
 
- A base para a teoria atômica apareceu quando os químicos 
aprenderam a medir a quantidade de matéria que reagia 
com outra para formar uma nova substancia. 
Jonh Dalton 
1803 – 1807 
Prof. Inglês - Químico 
1. A matéria está dividida em partículas indivisíveis e inalteráveis, que se 
chamam átomos. 
2. Todos os átomos de um mesmo elemento são idênticos entre si, 
apresentando a mesma massa e as mesmas propriedades. Os átomos de 
elementos diferentes possuem massa e propriedades diferentes. 
3. Os átomos de um elementos não podem se transformar em átomos de 
outro elemento. 
4. Os compostos se formam quando os átomos se combinam em uma 
relação constante e proporcional. 
Modelos atômicos 
Bola de bilhar 
A teoria de Dalton esta fundamentada em quatro postulados: 
Jonh Dalton 
Modelos atômicos 
Modelos atômicos 
Em 1854, Heinrich Geissler desenvolveu um tubo 
de descarga constituído de um vidro largo, 
fechado e com eletrodos circulares em suas 
extremidades. 
 quando produzia uma descarga elétrica no interior do 
tubo de vidro, com gás sob baixa pressão, a descarga 
deixava de ser barulhenta e aparecia no tubo uma luz 
cuja cor dependia do gás, de sua pressão e da 
voltagem aplicada - tubos luminosos de neon e nas 
lâmpadas fluorescentes atuais. 
 Henrich Geissler (1859), Johann Hittorf (1869) e William Crookes 
(1886): realizaram experimentos com a ampola de Crookes (tubo de 
raios catódicos – uma alta voltagem produzia radiação dentro do tubo, 
no eletrodo negativo, catodo) – opiniões divergentes sobre a natureza 
dos raios catódicos. 
 
 Experimentos mostraram que os raios catódicos eram desviados por 
campos elétricos ou magnéticos – sugerindo que continham certa carga 
elétrica. 
 
 Em 1886, Eugen Goldstein detectou a presença de cargas elétricas 
positivas no átomo através do tubo de raios catódicos. 
Modelos atômicos 
Meados do século XVII 
 
Estudos de descarga elétrica através de tubos parcialmente evacuados. 
• A massa total do átomo seria devida quase que totalmente apenas às 
cargas positivas (prótons); 
• Os prótons estariam espalhados, uniformemente, por toda uma esfera, 
formando uma massa compacta e uniforme; 
• Na superfície dessa massa estariam aderidos os elétrons, espaçados de 
modo uniforme. 
J. J. Thomson 
1897 
Britânico 
Modelos atômicos 
Pudim de passas 
 Em 1897, publicou um artigo – “A Descoberta” do Elétron – partícula 
pequena, com massa e com carga negativa. 
Thomson sugeriu que: 
Modelos atômicos 
Em 1896, Henri Becquerel 
 Em estudos com urânio, Becquerel descobriu que 
este ele espontaneamente emitia radiação de alta 
energia - Radioatividade. 
Marie Curie e, seu marido, Pierre 
 Experimentos para isolar os compostos radioativos 
do mineral. 
 Estudos posteriores sobre a natureza da 
radioatividade revelaram 3 tipos de radiação: 
radiação alfa (α), beta (β) e gama (γ) - Ernest 
Rutherford. 
Ernest Rutherford, 1911 
1. A maior parte das partículas α consegue atravessar a lâmina de ouro sem 
sofrer nenhum desvio. 
2. Algumas partículas α conseguem atravessar a lâmina, porém sofrendo um 
desvio muito forte em seu caminho. 
3. Pouquíssimas partículas α não conseguem atravessar a lâmina e voltam para 
o mesmo lado de onde são lançadas. 
Modelos atômicos 
Observou que: 
Modelos atômicos 
Rutherfor concluiu: 
Esse modelo ficou conhecido como “Modelo 
Planetário”. 
Modelos atômicos 
De acordo com o modelo atômico de Rutherford, se o núcleo atômico é formado 
por partículas positivas, por que essas partículas não se repelem e o núcleo não 
desmorona? 
 
• A resposta veio em 1932, quando 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. 
• De certa maneira, os nêutrons “isolam” os prótons, evitando suas repulsões e o 
conseqüente “desmoronamento” do núcleo. 
Niels Bohr, 1923 
Modelos atômicos 
“Os elétrons giram ao redor do núcleo em 
um número limitado de órbitas bem 
definidas, que são denominadas de 
órbitas estacionárias, com determinados 
níveis de energia.” 
Aperfeiçoou o modelo de Rutherford somando a 
outras pesquisas, nas quais Bohr percebeu que 
deveria haver alguma relação entre as energias dos 
elétrons em suas órbitas atômicas e as 
correspondentes frequências. 
Niels Bohr, 1923 
Modelos atômicos 
Fez os seguintes postulados: 
 
- O átomo tem núcleo positivo em torno do qual se movem os elétrons em 
órbitas circulares. 
- A eletrosfera é dividida em camadas ou níveis de energia. 
- O elétron em seu nível de energia, mantém sua energia, isto é, não perde nem 
ganha energia espontaneamente. 
- Se receber energia externa, o elétron saltará para um nível de energia mais 
externo. 
- Após receber energia, o elétron volta ao seu nível original perdendo a mesma 
quantidade de energia que recebeu mas somente na forma de luz. 
Posicionou os elétrons em níveis de energia. 
Niels Bohr, 1923 
Quando um elétron absorve uma determinada 
quantidade de energia do exterior (luz, calor ou 
eletricidade) ele salta para uma órbita (nível) 
mais energética (estado excitado). 
Ao retornar para a órbita original, o elétron 
perde energia na forma de ondas 
eletromagnéticas (luz de cor bem definida). 
Modelos atômicos 
Esses saltos se repetem milhões de vezes por segundo, produzindo assim uma 
onda eletromagnética, que nada mais é do que uma sucessão de ondas 
emitidas. 
 Na década de 1930 foi descoberto o nêutron, partícula sem carga, 
porém com massa aproximadamente do próton. 
 
 Atualmente sabe-se que os nêutrons ficam no núcleo juntamente 
com os prótons e os elétrons estão distribuídos em níveis de energia. 
Praticamente toda a massa do átomo está concentrada no núcleo. 
Modelos atômicos 
Características do Átomo 
Número Atômico (Z): Átomos do mesmo tipo possuem o mesmo 
número de prótons que é denominado número atômico (Z). 
 Z = p 
 Z = p = e- (em átomos neutros) 
 
Número de Massa (A): Como praticamente toda a massa do 
átomo está contida em seu núcleo, consideramos o número de 
massa (A) o conjunto das partículas do núcleo que conferem a 
massa ao átomo. 
 A = p + n 
 A = Z + n 
Características do Átomo 
Número de Nêutrons (n): Em um átomo neutro, o número de 
cargas positivas (prótons) é igual ao número de cargas negativas 
(elétrons).nº prótons = nº nêutrons (se o átomo é neutro) 
 n = A – Z 
 
Representamos o número atômico e o número de massa da 
seguinte maneira, junto ao símbolo do elemento: 
 
 ZX
A ou Z
AX 
 
Ex: 11Na
23 , 27Fe
56 , 53I
127 , 92U
238 
Características do Átomo 
Propriedades Internucleares 
Isótopos 
São átomos de um mesmo elemento que possuem propriedades 
químicas idênticas (apresentam a mesma distribuição eletrônica), 
mas propriedades físicas diferentes. Possuem o mesmo número 
atômico (Z), porém apresentam diferentes números de massa (A) . 
 a) isótopos do hidrogênio: 
 1H
1 (hidrogênio), 1H
2 (deutério) e 1H
3 (trítio) 
 
 b)isótopos do oxigênio: 8O
16 , 8O
17 e 8O
18 
 
Isóbaros 
São átomos que têm o mesmo número de massa (A), mas 
diferentes números atômicos (Z). Suas propriedades químicas são 
totalmente diferentes. 
 19K
40 isóbaro de 20Ca
40 A = 40 
 6C
14 isóbaro de 7N
14 A = 14 
10 
Propriedades Internucleares 
Isótonos 
São átomos que apresentam mesmo número de 
nêutrons, porém com diferentes números atômicos e de 
massa. 
17Cl
37 isótono de 20Ca
40 n = 20 nêutrons 
 5B
11 isótono de 6C
12 n = 6 nêutrons 
 
Isoeletrônicos 
São átomos e íons que possuem a mesma quantidade de 
elétrons. 
20Ne-1 23Na+1 
11 
Os átomos podem em determinadas circunstâncias perder ou ganhar 
elétrons. 
 
• Se um átomo ganhar elétrons ficará com carga negativa igual ao 
número de elétrons recebidos. 
 
• Se ele perder elétrons ficará com carga positiva igual ao número de 
elétrons perdidos. 
 
Átomos com carga são denominados íons. 
• Carga positiva: cátions 
 Ex: Na+, Ca++ ou Ca2+ 
 
• Carga negativa: ânions 
 Ex: Cl-, O-- ou O2- 
Íons 
Distribuição Eletrônica 
Eletrosfera 
 
 De acordo com os postulados do modelo atômico de Rutherford-Bohr, os 
elétrons se movimentam ao redor do núcleo sem perder ou ganhar energia. A 
cada nível de energia corresponde uma determinada quantidade de energia. 
 
 Para os átomos dos 110 elementos químicos conhecidos, que estejam no seu 
estado fundamental, existem apenas 7 níveis de energia designados pelos 
números de 1 a 7 ou pelas letras maiúsculas K, L, M, N, O, P, Q. 
 
 Cada nível de energia possui sub-níveis. Existem 4 tipos de sub-níveis 
designados pelas letras s, p, d, f que podem conter no máximo 2, 6, 10, 14 
elétrons respectivamente. 
Distribuição Eletrônica 
Distribuição Eletrônica 
Nível de 
energia 
 
Camadas 
No máx. 
de 
elétrons 
Sub-
níveis 
No máx. de 
elétrons 
1 K 2 s 2 
2 L 8 s, p, 2, 6 
3 M 18 s, p, d 2, 6, 10 
4 N 32 s, p, d, f 2, 6, 10, 14 
5 O 32 s, p, d, f 2, 6, 10, 14 
6 P 18 s, p, d 2, 6, 10 
7 Q 2 s 2 
 A notação para se identificar o número de elétrons em um sub-nível é: 
 
1s1 – 1 elétron no sub-nível s nível 1 
3d8 – 8 elétrons no sub-nível d do nível 3 
 
Os elétrons irão ocupar sempre o sub-nível de menor energia disponível. 
Distribuição Eletrônica 
Para fazer a distribuição eletrônica precisamos então conhecer a ordem 
crescente de energia dos sub-níveis. 
 
O cientista Linus Pauling calculou a energia de cada sub-nível e criou o 
seguinte diagrama: 
O aumento de energia é indicado pelas setas a partir da primeira diagonal 
paralela. 
 
Ex: 26Fe - 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 
Distribuição Eletrônica 
Para fazer a distribuição eletrônica precisamos então conhecer a ordem 
crescente de energia dos sub-níveis. 
 
O cientista Linus Pauling calculou a energia de cada sub-nível e criou o 
seguinte diagrama: 
O aumento de energia é indicado pelas setas a partir da primeira diagonal 
paralela. 
 
Ex: 26Fe - 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 
Distribuição Eletrônica 
O número que antecede os sub-níveis, indica o nível de energia ( ou camada 
eletrônica). Assim, somamos os elétrons dos sub-níveis do mesmo nível, para 
encontrarmos os elétrons de cada camada. 
Camada de Valência 
 A camada ou nível de energia mais externo de um átomo no seu 
estado fundamental é denominada camada de valência. 
 
35Br - 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5 
 
 Camada de valência: 4ª camada 
 
 Os elétrons que ocupam a camada de valência são denominados 
de elétrons de valência. 
 
 Elétrons de valência: 7 (5 + 2) 
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10 ... 
Distribuição Eletrônica 
Distribuição Eletrônica de Íons 
A distribuição eletrônica de íons funciona inicialmente da mesma forma que a feita 
para átomos no estado neutro, com apenas uma diferença. Visto que um íon é um 
átomo que ganhou ou perdeu elétrons, devemos levar isso em consideração e fazer 
o seguinte: 
A alteração é feita no subnível mais externo e não no mais energético. 
Distribuição Eletrônica de Íons 
  Se o íon for um cátion, devemos retirar os elétrons que ele perdeu. 
Ex: 26Fe 
 
Distribuição eletrônica nos subníveis em ordem energética: 
 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 
 
Já quanto às camadas eletrônicas, temos: 
K = 2; L = 8; M = 14; N = 2 
 
Quando o átomo de ferro perde 2 elétrons, ele se transforma no cátion Fe2+. Assim, ao 
fazer a sua distribuição eletrônica temos que retirar 2 elétrons da última camada (N) e 
não do subnível mais energético. 
Desse modo, a distribuição eletrônica do cátion Fe2+ é dada por: 
 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 ou K = 2; L = 8; M = 14 
Distribuição Eletrônica de Íons 
  Se o íons for um ânion, devemos acrescentar os elétrons que ele recebeu. 
 
Ex: 16S 
A distribuição eletrônica no estado fundamental é dada por: 
 
 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 ou K = 2; L = 8; M = 6 
Nesse caso, o último subnível é o mesmo que o subnível energético, o 3p. Assim, 
acrescentamos nele os dois elétrons do ânion enxofre: 
 
 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 ou K = 2; L = 8; M = 8 
O ânion enxofre (16S
2-) é formado a partir do átomo de enxofre (16S) pelo ganho de 2 
elétrons, conforme indicado pela carga 2-.