Aula 01 Teoria Atômica - Bárbara Carine 2015.1 (UFBA)

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Estudo da constituição da 
matéria 
 
Profª. Dra Bárbara Carine Pinheiro 
 
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Hipótese atômica: uma questão 
filosófica 
 Afinal, de que matéria primordial, do 
que realmente é constituído tudo 
aquilo que vemos, sentimos e 
somos? 
 
 
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Teoria atômica: do átomo filosófico 
ao átomo modelado 
 Perspectivas continuístas e descontinuístas: 
controvérsias na Grécia antiga. 
 Concepções dos pré-socráticos: 
-Thales de Mileto (624 a.C. – 544 a.C.) -
Anaxímenes (585 a.C – 525 a.C.) 
-Xenófanes de Colofônia (560 a.C. – 476 a.C.) 
- Heráclito (540 a.C. – 480 a.C.) 
-Empédocles (490 a.C. – 430 a.C.). 
 
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 Thales de Mileto (624 a.C. – 544 a.C.) propôs 
que a água seria a matéria primordial. 
 
 Já Anaxímenes (585 a.C – 525 a.C.), pensou 
de forma similar a Thales de Mileto, porém, 
adotando o ar como princípio fundamental 
(MAAR, 2008). 
 
 
Teoria atômica: do átomo filosófico 
ao átomo modelado 
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 Xenófanes de Colofônia (560 a.C. – 476 a.C.) 
propos que a terra seria o princípio originante 
 
 Heráclito (540 a.C. – 480 a.C.) afirmava que 
o fogo era o elemento originante. 
 
 Já Empédocles (490 a.C. – 430 a.C.) 
propusera que todos os quatro elementos 
eram os constituintes dos objetos e os seres. 
 
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 Concepções dos pré-socráticos: 
 
-Leucipo (400 a.C.) 
-Demócrito de Abdera (460 a.C -–370 a.C) 
-Epicuro (341 a.C. – 270 a.C.) 
 
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- Leucipo (400 a.C.) teve uma ideia que fugia 
do apelo sensível dos elementos de seus 
antecessores. 
 
- Ele imaginou que a matéria seria feita de 
partículas muito pequena. Essas partículas 
ele denominou de “átomos”, uma palavra que 
significa, em grego, “não-partes”, “indivisível” 
(MAAR, 2008). 
 
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-Demócrito de Abdera (460 a.C -–370 a.C), tem 
o mérito de sistematizar o pensamento de 
Leucipo, fazendo dele uma verdadeira 
Hipotese Atômica. 
 
-Epicuro (341 a.C. – 270 a.C.), que adicionou 
aos átomos o conceito de peso para justificar 
o fato de que os objetos caem em direção ao 
chão. 
 
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- Nesse sentido, é pertinente observar o 
pensamento de Epicuro. Esse filósofo ficou 
conhecido como aquele que queria livrar os 
homens do medo da morte e da ira dos 
deuses. Ele propunha que não há vida após 
a morte, de modo que, após o falecimento, 
os átomos do corpo e da alma se 
desintegram, sendo entregues ao acaso e 
chocando-se em colisões aleatórias 
 
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- O poeta-filósofo romano Lucrécio (95 a.C – 
55 a.C) propaga o pensamento grego e 
expõe, em sua famosa obra, “De Rerum 
Natura”, as ideias atomistas de Demócrito e 
Epicuro. 
 
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 Sob a perspectiva atômica, o universo 
seria composto de partículas que 
transitam aleatoriamente e colidem-se 
no vazio. 
 
 Mas de onde teria surgido essa ideia 
tão contra intuitiva? 
 
 
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 Um forte pensamento de oposição a 
concepção atomistica foi desenvolvido por 
Aristóteles. 
 
 Aristóteles (384 a.C – 322 a.C.) 
desacreditava naquilo que os atomistas 
tinham como princípio: o vazio, o acaso, e a 
indivisibilidade da matéria 
 
 Sistema cosmológico: mundos sublunar e 
mundo supralunar 
 
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 Com o fim da antiguidade, marcado pelas 
invasões bárbaras gerando a queda do 
império romano do ocidente e o início da 
idade média no final do século V, o 
pensamento grego ainda continuou a se 
difundir pela europa (VIANA, 2007). 
 
 A Idade Média é caracterizada, no ocidente, 
pela hegemonia do cristianismo e pelo 
grande poder sóciopolítico que a Igreja 
Católica deteve nesse período. 
 
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 A igreja optou por estruturar seus 
ensinamentos em um pensamento 
de base aristotélica e mostrou 
aversão quanto a noção de 
entidades indivisíveis ou de 
qualquer substância primordial da 
qual tudo seria formado. 
 
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Como ocorreu com outros ramos da 
atividade científica, a especulação 
sobre a composição do universo foi 
proibida, dado que a “verdade” já 
tinha sido descrita por Aristóteles e 
incorporada ao pensamento cristão 
(MAAR, 2008). 
 
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 O fato da prevalência do pensamento 
aristotélico e o rigor da igreja não impediram 
que alguns filósofos insistissem na ideia de 
átomos: 
 
- Ockham (1300-1350) e Nicholas de Autrecourt 
(1299-1369) teceram severas críticas ao 
pensamento de Aristóteles e postularam que 
a matéria deveria ser formada a partir de 
entidades elementares. 
 
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 Na linha de pensamento aristotélico o 
iatroquímico Paracelso (1493-1541) 
desenvolve a proposta do tria prima 
(mercúrio, enxofre e sal) e o aplica na 
medicina, de forma que as doenças seriam 
um desequilíbrio desses três princípios 
(MOREIRA, 1997). 
 
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 Por volta do século XVI, a Igreja Católica 
começa a perder espaço e poder no 
cenário europeu (Renascimento Cultural). 
 
 Pensamento dos atomistas: Galileu Galilei 
(1564-1642), Giordano Bruno (1548-1600) 
e Pierre Gassendi (1592-1655). 
 
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Esses dois séculos foram marcados 
por muitas transformações no 
pensamento europeu. As bases 
para a nova concepção 
corpuscular da matéria foram 
então traçadas por Robert Boyle 
(1627-1691) e por Isaac Newton 
(1643-1727), que se revelaram 
atomistas cristãos (OKI, 2009). 
 
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 Boyle refuta a ideia dos 4 elementos 
aristotélicos e do tria prima peracelsiano 
afirmando que nenhum destes se mantem 
quando a substância é submetida a 
análises experimentais (VIANA, 2007). 
 
 Modelo corpuscular baseado na prima 
naturalia. 
 
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Newton, contudo, adotou uma filosofia 
natural mecânica, que 
surpreendentemente, não atribuía a 
gravidade como força de atração entre as 
partículas, de formaque considerava que 
haveriam forças sim, mas de diferente 
natureza e que, a nível microscópico, a 
gravidade não teria efeito (OKI, 2009) 
 
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 Para explicar a questão atmosférica 
Dalton postulou que a matéria é formada 
por partículas últimas chamadas átomos e 
que estas partículas são indivisíveis e não 
podem ser criadas e nem destruidas. 
 
 Com isto ele explica a composição da 
atmosfera gasosa 
 
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 Dalton busca dar um caráter quantitativo 
ao átomo por meio de sua tabela de pesos 
atômicos 
 
 E é nesse contexto, que em 21 de outubro 
de 1803, Dalton apresenta sua teoria 
atômica em uma palestra para sete 
pessoas, a qual seria posteriormente 
publicada, em seu primeiro livro em 1808 
(VIANA, 2007) 
 
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Postulados da teoria atômica de Dalton: 
1. Uma substância elementar pode ser subdividida 
até se conseguir partículas indivisíveis chamadas 
átomos 
2. Os átomos de um mesmo elemento são todos 
idênticos 
3. Os átomos de elementos diferentes têm massas 
diferentes 
4. É impossível criar ou destruir átomo de um 
elemento 
5. A menor porção de um composto é uma 
molécula 
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 As ideias de Dalton se difundiram pela 
Europa de modo a atrair a simpatia de 
alguns e a oposição de outros a exemplo 
dos químicos equivalentistas e dos 
energicistas (OKI, 2009). 
 Controvérsias do século XIX: o congresso 
de Karlsruhe 
 O desenvolvimento da Química Orgânica 
auxiliou no fortalecimento da teoria 
atômica 
 
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Modelos atômicos: o átomo tem 
“tomos” 
Com a descoberta da eletricidade e após a 
tentativa de elaboração de modelos 
explicativos para este fenômeno, por volta 
do século XIX, o físico inglês Joseph John 
Thomson (1856-1940) também propôs um 
modelo para o átomo (MOREIRA, 1997). 
 
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 O interesse por descargas elétricas em 
tubos com ar a baixa pressão remonta aos 
experimentos de Faraday, em 1833. 
 
 Já em 1875 W. Crooks idealizou um tubo 
com vácuo em melhores condições, 
permitindo estudar com maior facilidade a 
passagem da corrente elétrica através do 
vácuo. Essas descargas foram chamadas 
de raios catódicos (MOREIRA, 1997) 
 
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Raios catódicos (elétrons) 
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 Havia divergências se os raios catódicos 
eram uma forma de luz, formados por 
ondas, ou se seriam partículas que se 
moviam muito rapidamente. 
 
 Em 1897, J. J. Thomson, trabalhando com 
tubos de alto vácuo, demonstrou a deflexão 
dos raios catódicos em um campo elétrico, 
aceitando-se a idéia de que esses raios 
eram correntes de partículas que 
transportavam uma carga elétrica negativa. 
 
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 Desde as Leis de Faraday pensava-se que a 
eletricidade podia ser transportada por 
partículas que Stoney, em 1891, havia 
sugerido que fossem chamadas de elétrons. 
 
 Thomson propõe que o átomo era uma esfera 
positiva com elétrons uniformimente 
distribuidos pela sua superfície. 
 
 A partir do modelo proposto por Thomson o 
átomo passa a ter “tomos” 
 
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Pela separação da radiação, 
concluiu-se que o átomo 
consistia de entidades 
neutras, carregadas negativa 
e positivamente 
 
J. J. Thomson supôs que 
todas essas espécies 
carregadas estavam 
organizadas como uma esfera 
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• Em 1897, Thomson determinou que a proporção 
carga-massa de um elétron é 1,76/108 C/g. 
 
• Objetivo: encontrar a carga no elétron para 
determinar sua massa. 
 
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Raios catódicos e elétrons 
• Utilizando observações experimentais, Millikan 
determinou que a carga no elétron é 1,60 x 10-19 
C. 
 
• Conhecendo a proporção carga-massa, 1,76 x 
108 C/g, Millikan calculou a massa do elétron: 
9,10 x 10-28 g. 
 
• Com números mais exatos, concluimos que a 
massa do elétron é 9,10939 x 10-28 g. 
 
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Com o continuo estudo acerca das 
radiações, ao final do século XIX foram 
descobertos os raios X, por Rontgen, e a 
radioatividade, sendo nomeada por 
Becquerel, sendo desenvolvidos estudos 
por Marie Curie, Pierre Curie, Rutherford e 
Sody (MAAR, 2011). 
 
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 A radioatividade é um fenômeno que pode 
ser natural ou artificial, e resulta da 
emissão de radiação por átomos de 
alguns elementos químicos na sua forma 
elementar ou combinada 
 
 Este fenômeno não era explicado pelos 
modelos atômicos existentes naquela 
época. 
 
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Radioatividade 
• Um alto desvio no sentido da chapa positiva 
corresponde à radiação que é negativamente 
carregada e tem massa baixa. Essa se chama 
radiação  (consiste de elétrons). 
 
• Nenhum desvio corresponde a uma radiação 
neutra. Essa se chama radiação  
 
• Um pequeno desvio no sentido da chapa 
carregada negativamente corresponde à radiação 
carregada positivamente e de massa alta. Essa 
se chama radiação . 
 
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As bases para o desenvolvimento da 
física nuclear foram lançadas por 
Ernest Rutherford (1871 - 1937) ao 
desenvolver sua teoria sobre a 
estrutura atômica. 
 
 
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 O cientista estudou por três anos o 
comportamento dos feixes de partículas 
ou raios X, além da emissão de 
radioatividade pelo elemento Urânio 
(MAAR, 2011). 
 
 Uma das inúmeras experiências 
realizadas, foi a que demonstrava o 
espalhamento das partículas alfa. 
 
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O átomo nuclear 
(Rutherford) 
• Fonte de partículas colocada 
na boca de um detector circular, 
lançando essas partículas 
através de uma lâmina de ouro 
• Maioria das partículas  
passavam diretamente através 
da chapa, sem desvio, mas 
algumas partículas  eram 
desviadas em grandes ângulos 
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24/11/2011O átomo nuclear 
• Se a maioria das partículas  passava através de 
um pedaço de chapa sem sofrer desvio, a maior 
parte do átomo devia consistir de carga negativa 
difusa de massa baixa (o elétron) 
 
• Para que um pequeno número de desvios grandes 
das partículas ocorresse, o centro ou núcleo do 
átomo deveria consistir de uma carga positiva 
densa 
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Rutherford propôs que os elétrons envolviam o núcleo da 
mesma forma que os planetas giram em torno do Sol 
Se uma partícula carregada movendo em uma trajetória 
circular deve perder energia, significa que o átomo deve 
ser instável (modelo de Rutherford) 
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 A teoria atômica de Rutherford encontrou 
uma dificuldade teórica resolvida por Niels 
Bohr em1913. 
 
 O problema do colapso atômico!!! 
 
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 Baseado na noção de quantização 
proposta por Planck em 1900, Bohr 
propõe um modelo atômico com base em 
postulados que situa os elétrons em 
órbitas quantizadas (MAAR, 2011). 
 
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• Planck: a energia só pode ser liberada (ou 
absorvida) por átomos em certos pedaços de 
tamanhos mínimos, chamados quantum. 
• A relação entre a energia e a frequência é 
 onde h é a constante de Planck (6,626 x 10-34 J 
s). 
• Para entender a quantização, considere a subida 
em uma rampa versus a subida em uma escada: 
• Para a rampa, há uma alteração constante na 
altura, enquanto na escada há uma alteração 
gradual e quantizada na altura. 
 
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O efeito fotoelétrico e fótons 
• O efeito fotoelétrico fornece evidências para a 
natureza de partícula da luz - “quantização”. 
• Se a luz brilha na superfície de um metal, há um 
ponto no qual os elétrons são expelidos do metal. 
• Os elétons somente serão expelidos se a 
frequência mínima é alcançada. 
• Abaixo da frequência mínima, nenhum elétron é 
expelido. 
• Acima da frequência mínima, o número de 
elétrons expelidos depende da intensidade da 
luz. 
 
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O efeito fotoelétrico e os fótons 
• Einstein supôs que a luz trafega em 
pacotes de energia denominados fótons. 
• A energia de um fóton: 
 
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hE
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Espectros de linhas 
• A radiação composta por um único comprimento de onda 
é chamada de monocromática. 
• A radiação que se varre uma matriz completa de 
diferentes comprimentos de onda é chamada de 
contínua. 
• A luz branca pode ser separada em um espectro contínuo 
de cores. 
• Observe que não há manchas escuras no espectro 
contínuo que corresponderiam a linhas diferentes. 
 
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Espectros de linhas 
• Balmer: descobriu que as linhas no espectro de linhas 
visíveis do hidrogênio se encaixam em uma simples 
equação. 
• Mais tarde, Rydberg generalizou a equação de Balmer 
para: 
 
 
 
 
 onde RH é a constante de Rydberg (1,096776  10
7 m-1), 
h é a constante de Planck (6,626  10-34 J·s), n1 e n2 são 
números inteiros (n2 > n1). 
 
Modelos atômicos: o átomo tem 
“tomos” 















 2
2
2
1
111
nnh
RH
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O modelo de Bohr 
• Rutherford supôs que os elétrons orbitavam o núcleo da 
mesma forma que os planetas orbitam em torno do sol. 
• Entretanto, uma partícula carregada movendo em uma 
trajetória circular deve perder energia. 
• Isso significa que o átomo deve ser instável de acordo 
com a teoria de Rutherford. 
• Bohr observou o espectro de linhas de determinados 
elementos e admitiu que os elétrons estavam confinados 
em estados específicos de energia. Esses foram 
denominados órbitas. 
 
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O modelo de Bohr 
• As cores de gases excitados surgem devido ao 
movimento dos elétrons entre os estados de energia no 
átomo. 
 
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O modelo de Bohr 
• Já que os estados de energia são quantizados, a luz 
emitida por átomos excitados deve ser quantizada e 
aparecer como espectro de linhas. 
• Após muita matemática, Bohr mostrou que 
 
 
 
 onde n é o número quântico principal (por exemplo, n = 1, 
2, 3, … e nada mais). 
 
Modelos atômicos: o átomo tem 
“tomos” 
  





 
2
18 1
J 1018.2
n
E
L
a
ia
n
e
 O
li
v
e
ir
a
 
O modelo de Bohr 
• Podemos mostrar que 
 
 
 
 
• Quando ni > nf, a energia é emitida. 
• Quando nf > ni, a energia é absorvida. 
 
Modelos atômicos: o átomo tem 
“tomos” 
 










 
22
18 11
J 1018.2
if nn
hc
hE
L
a
ia
n
e
 O
li
v
e
ir
a
 
Postulados de Bohr 
1. Somente órbitas de certos raios, correspondendo, a 
certas energias definidas, são permitidas para os elétrons 
em um átomo 
 
2. Um elétron em certa órbita permitida tem certa energia 
específica e está em um estado de energia permitido. 
Esse elétron não irradiará energia, portanto, não se 
moverá em forma de espiral em direção ao núcleo 
 
3. A energia só é emitida ou absorvida por um elétron 
quando ele muda de um estado de energia permitido para 
outro, na forma de fóton: E = hν 
Modelos atômicos: o átomo tem 
“tomos” 
L
a
ia
n
e
 O
li
v
e
ir
a
 
Modelos atômicos: o átomo tem 
“tomos” 
L
a
ia
n
e
 O
li
v
e
ir
a
 
Modelos atômicos: a perspectiva 
quântica 
 Em 1925, De Broglie estendeu a noção de 
comportamento dual da matéria para os 
elétrons. O que foi provado posteriormente 
com experimentos que verificaram a 
difração do elétron. 
 
L
a
ia
n
e
 O
li
v
e
ir
a
 
Modelos atômicos: a perspectiva 
quântica 
• Sabendo-se que a luz tem uma natureza de 
partícula, parece razoável perguntar se a matéria 
tem natureza ondulatória. 
• Utilizando as equações de Einstein e de Planck, 
De Broglie mostrou: 
 
 
• O momento, mv, é uma propriedade de partícula, 
enquanto  é uma propriedade ondulatória. 
• de Broglie resumiu os conceitos de ondas e 
partículas, com efeitos notáveis se os objetos são 
pequenos. 
 
mv
h

L
a
ia
n
e
 O
li
v
e
ir
a
 
 Em 1920. Heisenberg verificou a 
impossibilidade de determinar com 
exatidão a posição e a velocidade do 
elétron, de modo a não ser possível 
estabelecer a sua trajetória. 
 
Modelos atômicos: a perspectiva 
quântica 
L
a
ia
n
e
 O
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v
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ir
a
 
 Com o princípio da incerteza de 
Heisenberg e com a noção dual do 
átomo o modelo de Bohr não 
consegue mais dar conta de explicar 
condição do elétron no átomo 
(MAAR, 2011). 
 
 
Modelos atômicos: a perspectiva 
quântica 
L
a
ia
ne
 O
li
v
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a
 
 Em 1926, Schrodinger propõe uma 
equação para o cálculo da energia do 
sistema quântico que incorpora o 
comportamento ondulatório do elétron. 
 
 A partir dessa equação é possível 
calcular os estados energéticos dos 
elétrons em função dos seus números 
quânticos. 
 
 
Modelos atômicos: a perspectiva 
quântica 
L
a
ia
n
e
 O
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v
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 Estas funções de onda (psi) que descrevem o 
comportamento do elétron são chamadas 
orbitais. 
 
 Por psi não possuir significado fisico, os 
químicos costumam usar psi quadrado que é 
interpretado como a região de máxima 
probabilidade de encontrar o elétron. 
(interpretação de Max Born, década de 20) 
 
 
Modelos atômicos: a perspectiva 
quântica 
L
a
ia
n
e
 O
li
v
e
ir
a
 
 Assim, podemos inferir que o átomo dos 
químicos é uma partícula que possui um 
núcleo com elétrons (com característica dual) 
que se movem nas proximidades deste com 
uma trajetória não definida, mas com regiões 
de máxima probabilidade. 
 
 
Modelos atômicos: a perspectiva 
quântica 
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 O
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v
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Modelos atômicos: a perspectiva 
quântica 
L
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ia
n
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 O
li
v
e
ir
a
 
Orbitais e números quânticos 
• Se resolvermos a equação de Schrödinger, teremos as funções 
de onda e as energias para as funções de onda. 
• Chamamos as funções de onda de orbitais. 
• A equação de Schrödinger necessita de três números quânticos: 
1. Número quântico principal, n. Este é o mesmo n de Bohr. 
À medida que n aumenta, o orbital torna-se maior e o elétron 
passa mais tempo mais distante do núcleo. 
 
 
Modelos atômicos: a perspectiva 
quântica 
L
a
ia
n
e
 O
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v
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Orbitais e números quânticos 
2. O número quântico azimuthal, l. Esse número quântico depende 
do valor de n. Os valores de l começam de 0 e aumentam até n -1. 
Normalmente utilizamos letras para l (s, p, d e f para l = 0, 1, 2, e 
3). Geralmente nos referimos aos orbitais s, p, d e f. 
 
3. O número quântico magnético, ml. Esse número quântico depende 
de l. O número quântico magnético tem valores inteiros entre -l e +l. 
Fornecem a orientação do orbital no espaço. 
 
 
Modelos atômicos: a perspectiva 
quântica 
L
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Orbitais s 
• Todos os orbitais s são esféricos. 
• À medida que n aumenta, os orbitais s ficam maiores. 
• Um nó é uma região no espaço onde a probabilidade 
de se encontrar um elétron é zero. 
• Em um nó, 2 = 0 
 
 
Modelos atômicos: a perspectiva 
quântica 
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Modelos atômicos: a perspectiva 
quântica 
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