lista - teoria atômica

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2ª Lista de Química Geral – 1ª Prova 
 
 
1) Descreva como foi a evolução dos modelos atômicos de Dalton até Bohr. 
 
Muitos anos atrás, buscava-se uma explicação para o que poderia constituir a matéria. 
Pensava-se que o átomo fosse a menor partícula formadora de qualquer matéria. A palavra 
átomo é de origem grega, derivada de “a + thomos”, que significa “sem divisão”. 
 
Visto que não é possível visualizar um átomo isoladamente, os cientistas, com o passar do 
tempo, criaram modelos atômicos, ou seja, imagens que servem para explicar a 
constituição, propriedades e comportamento dos átomos. 
 
No século V a.C., o filósofo grego Leucipo e seu discípulo Demócrito imaginaram que a 
matéria não poderia ser infinitamente divisível. Se partida variadas vezes, chegaria a uma 
partícula muito pequena, indivisível e impenetrável, e assim concluíram que toda matéria 
era constituída por pequenas partículas indivisíveis, os átomos. Essa teoria se manteve por 
longos anos. Somente no século XIX, um novo modelo para explicar de que se constituía a 
matéria foi apresentado. 
 
Os cientistas usaram as informações descobertas por outros estudiosos para desenvolver o 
modelo atômico. Dessa forma, as descobertas de um cientista eram substituídas pelas de 
outros. Os conceitos que estavam corretos permaneciam, mas os que comprovadamente 
não eram reais passavam a ser abandonados. Assim, novos modelos atômicos foram 
criados. Essa série de descobertas da estrutura atômica até se chegar aos modelos aceitos 
hoje ficou conhecida como a evolução do modelo atômico. 
 
Foi assim que surgiu as 4 principais teorias atômicas 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
2) Cite os postulados de Dalton até Bohr e comente qual ou quais contribuições de cada modelo para o 
átomo atual. 
Resposta: 
O Modelo atômico de Dalton – 1803 
“ A matéria é formada por átomos, que são partículas minúsculas, maciças, esféricas e 
indivisíveis.” 
 
Seu modelo ficou conhecido como “Bola de Bilhar”. Todos os átomos seriam assim, 
diferenciando-se somente pela massa, tamanho e propriedades para formar elementos 
químicos diferentes. 
 
O Modelo atômico de Thomson – 1903 
“ O átomo é constituído de uma partícula esférica de carga positiva, não maciça, incrustada 
de elétrons (negativos), de modo que sua carga elétrica total é nula.” 
 
Seu modelo ficou conhecido como um “pudim ou bolo de passas”. Em seu estudo, percebeu a 
existência de partículas carregadas negativamente, determinando sua relação entre a carga dessas 
partículas (que foram denominados inicialmente como corpúsculos) e a massa, e que o átomo não era 
apenas uma esfera indivisível como tinha dito Dalton. 
 
Posteriormente, deduziu a existência de uma carga positiva. Seu modelo consistia em uma esfera 
maciça carregada positivamente, na qual se encontravam, incrustados, as cargas negativas. 
 
O Modelo atômico de Rutherford – 1911 
“ O átomo é descontínuo e é formado por duas regiões: o núcleo e a eletrosfera. O núcleo é 
denso e tem carga positiva, ou seja, é constituído de prótons. A eletrosfera é uma grande 
região vazia onde os elétrons ficam girando ao redor do núcleo.” 
 
Rutherford percebeu que, na verdade, o átomo não seria maciço como propôs os modelos 
de Dalton e Thomson. 
 
Após a descoberta da Radioatividade, em 1911, o físico da Nova Zelândia Ernest Rutherford (1871 – 
1937) e seus colaboradores realizaram, dentre outras, uma experiência cujo objetivo era determinar as 
propriedades das partículas alfa e sua interação com a matéria. O experimento consistiu em 
bombardear uma finíssima lâmina de ouro com partículas alfa, emitidas por polônio radioativo em uma 
chapa fotográfica. 
 
Baseado nesta experiência, Rutherford elaborou um modelo que ficou conhecido como “Modelo 
planetário”, em que o átomo possuía um núcleo, onde estaria concentrada a maior parte da massa do 
átomo, e era envolto por elétrons girando em elipses (a eletrosfera, isto é, a maior parte de volume 
atômico). 
 
 
 
Em 1932, o cientista Chadwick descobriu a terceira partícula subatômica, o nêutron. Dessa 
forma, o modelo de Rutherford passou a ter os nêutrons no núcleo junto aos prótons 
 
O Modelo atômico de Bohr – 1913 
“Os elétrons movem-se em órbitas circulares, e cada órbita apresenta uma energia bem definida 
e constante (nível de energia) para cada elétron de um átomo.” 
 
O cientista Niels Bohr (1885-1962) propôs um modelo que se baseou no de Rutherford, 
apenas o aprimorando. 
A diferença entre eles era que para Bohr, os elétrons giravam, sem emitir ou absorver 
energia, em órbitas circulares, as quais ele denominou níveis de energia ou camadas. 
Essas camadas eletrônicas ou níveis de energia passaram a ser representadas pelas letras 
K, L, M, N, O, P e Q, respectivamente, no sentido da camada mais próxima ao núcleo para 
a mais externa. 
 
3) Como as experiências do tubo de crookes mostram que os elétrons estão em toda matéria? 
O experimento de Crookes, é um experimento em tubos de vidro fechados com um eletrodo 
positivo e outro negativo, contendo gases a pressões extremamente baixas. 
Submetendo estes gases a voltagens elevadíssimas, é possível observar o aparecimento 
de emissões, que são denominadas raios catódicos. Em seguida, colocando um campo 
elétrico externo e dessa forma conseguimos notar que o feixe de raios catódicos é 
desviado, sempre indo na direção e sentido da placa carregada positivamente. Portanto, 
estas emissões possuíam cargas negativas. 
 
4) Quando um ou mais elétrons são removidos de um átomo, a partícula resultante é um íon positivo. 
Explique. 
Um átomo neutro tem o número de elétrons igual ao número de prótons. 
Se retirarmos um ou mais elétrons, o número de prótons passa a ser maior que o número 
de elétrons, pois o próton tem carga positiva. Com a nova situação, há um predomínio de 
prótons sobre elétrons e com isso o átomo passa a ser chamado de íon positivo ou cátion. 
isso acontece porque quando o átomo está no estado fundamental, ele é eletricamente 
neutro, uma vez que a quantidade de prótons (cargas positivas) é exatamente igual à 
quantidade de elétrons (cargas negativas). 
 
 
 
 
 
5) Descreva o modelo do átomo de Bohr. Como ele difere do modelo planetário baseado na física clássica? 
Modelo de Bohr 
Bohr afirmara que as órbitas presentes na eletrosfera seriam dotadas de um nível mínimo de 
energia, responsável pela manutenção dos elétrons em suas órbitas, impedindo assim que os 
mesmos perdessem energia e caíssem no núcleo. Estando estes elétrons em órbitas circulares 
(em relação ao núcleo), estes manteriam o nível mínimo de energia necessário a este 
movimento, denominando-se este nível mínimo de energia o estado fundamental do átomo. 
Os modelos clássicos do átomo não conseguem explicar sua existência e a estabilidade da 
matéria. O modelo eletrostático é excluído, pela impossibilidade de levar a uma configuração 
de equilíbrio estável das cargas elétricas. Já o modelo dinâmico planetário, com os elétrons 
orbitando o núcleo, também apresentava dificuldades insuperáveis, pois os elétrons nesta 
situação possuem aceleração diferente de zero (aceleração centrípeta), logo, perdem energia 
pela emissão de radiação, segundo a Teoria de Maxwell, e assim seguem uma órbita em 
espiral, que termina com a sua captura pelo núcleo. O átomo não duraria mais de 10-9 
segundos! 
Niels Bohr, físico dinamarquês, foi quem propôs o primeiro modelo quântico do átomo. Em 
1913, ele apresentou um modelo para o átomo de hidrogênio que combinava as ideias de 
Planck, Einstein e Rutherford. 
A diferença entre eles era que para Bohr, os elétrons giravam, sem emitir ou absorver energia, 
em órbitas circulares, as quais ele denominou níveis de energia ou camadas. 
Essas camadas eletrônicas ou níveis de energia passaram a ser representadas pelas letras K, 
L, M, N, O, P e Q, respectivamente, no sentido da camada mais próxima ao núcleo para a mais 
externa. 
 
 
 
 
 
 
 
 
6) Qual foi a falha seria,inerente a teoria de Bohr? 
O modelo de Bohr apresentava limitações quando se tratavam de elementos diferentes do 
hidrogênio, pois não conseguia explicar o espectro de raia, formado por elementos com mais 
elétrons, onde Sommerfeld propõe alterações ao modelo atômico de Bohr. 
Mas sua falha mais séria foi exposta por Heisenberg, segundo Heisenberg a teoria de Bohr 
falha “porque as idéias fundamentais em que se baseia: órbitas estacionárias, validez das leis 
clássicas do movimento etc, não podem ser postas a prova sem cair em graves contradições." 
Heisenberg se referiu sobretudo a este postulado do Modelo de Bohr: 
1 - O elétron em um átomo move-se em uma órbita circular ... 
(está falho pois existem orbitais e não órbitas mesmo no átomo de hidrogênio. Você não pode 
órbitas mais e sim em orbitais que significam "regiões de probabilidade"..)" 
7) Nos termos da teoria da estrutura do átomo de Bohr, porque os elétrons não se movem em espiral para 
dentro do núcleo? 
Segundo Bohr 
8) O que é um fóton? Como a energia de um fóton está relacionada com a frequência? E com o comprimento 
de onda? 
9) O que nos diz o princípio da incerteza de Heisenberg? Explique. 
10) Dê o número de: prótons e nêutrons que estão presentes no núcleo dos seguintes átomos: 14N, 15N, 233U. 
11) Dê o número total de elétrons presentes nos seguintes átomos ou íons: N, O, U, O2-, K+, P3-, Ba2+, Al3+, 
Ti4+ 
12) Qual é o comprimento de onda (em nanômetros) da luz vermelha que tem uma frequência de 4,20 x 1014 
Hz? 
13) A teoria atômica de John Dalton explica várias leis simples de combinação química que eram conhecidas 
naquela época. Citar e explicar as diferentes leis. Lei da composição constante; Lei da conservação da 
massa; Lei das proporções múltiplas. 
14) Se a energia do elétron em um átomo não fosse quantizada mas pudesse variar entre certos limites, qual 
seria o aspecto do espectro atômico. 
15) Desenhe uma onda e identifique seu comprimento de onda e sua amplitude. Qual a ligação existente entre 
o comprimento de onda e a frequência de uma onda de luz? 
16) De que maneira, podemos comparar, os comprimentos de onda da luz infravermelha e da luz ultravioleta 
com os comprimentos de onda de luz visível? 
17) O que é um espectro de linha? Em que ele difere de um espectro contínuo? 
18) Do ponto de vista da estrutura atômica, qual a importância do espectro de linha? 
 
19) Que evidência direta existe para as propriedades ondulatórias do elétron? 
20) O que é uma onda estacionária? 
É quando ocorre o encontro de duas ondas idênticas, uma incidente e a outra é refletida. 
21) Que é o princípio de exclusão de Pauli? Que é a regra de Hund? 
22) Usando a equação de Rydberg calcule o comprimento de onda da linha espectral do hidrogênio que se 
origina quando um elétron saltasse: 
a) da quarta órbita para a segunda 
b) da sexta órbita para a terceira 
23) Que quantidade de energia deve ser fornecida para levar um elétron da primeira órbita de Bohr para a 
terceira? 
24) Calcule a energia de um fóton que tem frequência de 3 x 1015 Hz. 
f= 3 x 1015 Hz 
E = ? 
 
 
h = 
 
25) Átomos de mercúrio excitados emitem luz intensa em um comprimento de onda de 436 nm. Qual é a 
frequência desta radiação? Utilizando as diferentes regiões do espectro eletromagnético, determine a cor 
associada ao seu comprimento de onda. 
26) Pesquise: O que é radiação de corpo negro e o efeito fotoelétrico 
27) O que representa cada número quântico n, l,ml e s? Os números l e ml determinam características dos 
orbitais. Quais são? 
28) Escreva a configuração eletrônica para o enxofre (Z = 16) e o magnésio (Z = 12). Esses elementos serão 
atraídos por um campo magnético? Explique. 
29) De a configuração eletrônica do Mn (Z = 25) e do Mn2+ 
 
 
30) De a configuração eletrônica P (Z = 15) e P3- 
31) Dê um conjunto de número quântico possível para os elétrons indicados nestes dois elementos. 
 a) Ti (Z = 22) – [Ar] 4s2 3d2 
b) Sr (Z = 38) [Kr] 5s2 
 
32) Escreva a configuração eletrônica para o N, Cl e Zn no estado fundamental usando: 
a) a notação de caixa de orbital 
b) pelo cerne do gás nobre 
c) notação espectroscópica (de preenchimento) 
d) diga se cada um desses elementos são diamagnéticos ou paramagnéticos 
Bons Estudos!!