AULA 02- MODELOS ATÔMICOS E NÚMEROS QUÂNTICOS

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Prof: Helan Carlos
Evolução dos 
modelos atômicos
HISTÓRICO: DA ALQUIMICA À QUÍMICA
 Durante muito tempo, o ser humano procurou entender qual era a 
composição da matéria.
 Tales de Mileto ( 620 a.C)- “Água como origem de todos os 
materiais.
 Aristóteles ( 384 a.C)- “Existência dos quatros elementos 
básicos para a formação da matéria: terra, fogo, ar e água.”
 Leucipo e Demócrito ( 300 a.C)- “Matéria constituída de 
átomos”
 Alquimia - O elixir da longa vida, que tornaria o homem 
imortal.
- A pedra filosofal, que seria capaz de transformar 
qualquer metal em ouro.
 Robert Boyle “ Uma substância poderia ser considerada um 
elemento, a não ser que pudesse ser dividida em substância 
mais simples”
LEIS PONDERAIS: LAVOISIER, PROUST E DALTON
 LEI DE LAVOISIER: CONSERVAÇÃO DE MASSA
“Na natureza, nada se cria, nada se perde, tudo se 
transforma”.
 LEI DAS PROPORÇÕES FIXAS OU LEI DE PROUST
“Independentemente da origem de uma 
determinada substância pura, ela é sempre formada pelos 
mesmos elementos químicos, combinados entre si na 
mesma proporção em massa”.
LEIS PONDERAIS: LAVOISIER, PROUST E DALTON
 LEI DAS PROPORÇÕES MÚLTIPLAS OU LEI DE DALTON
“Quando se combina uma massa fixa de uma 
substância com massas diferentes de outra substância, 
formando compostos diferentes, as massas da outra 
substância variam em uma proporções de números interios
e pequenos ”.
MODELO DE JOHN DALTOW (BOLA DE BILHAR)
No ano de 1803 John Dalton, considerado por muitos autores como o criador
da primeira teoria atômica, propôs uma teoria para explicar as leis
enunciadas por Lavoisier e Proust, lei da conservação da massa e da
composição definida respectivamente. Essa teoria foi baseada em diversos
experimentos e apontou diversas conclusões;
1) Toda matéria é formado por pequenas partículas, sendo denominados 
átomos.
2) Essas pequenas partículas não podem ser criadas e nem destruídas, 
elas são permanentes e indivisíveis.
3) Os átomos de um mesmo elemento são idênticos em suas massas, já 
os átomos de diferentes elementos possuem propriedades diferentes.
VAMOS ENTENDER: De maneira didática, Dalton acreditava que o 
átomo era uma esfera maciça, homogênea, indestrutível, 
indivisível e de ser carga. Segundo essas considerações, seu 
modelo ficou conhecido como “Bola de bilhar”. 
A DESCOBERTA DAS 
PARTÍCULAS SUBATÔMICAS
RAIOS CATÓDICOS: A DESCOBERTA DOS ELÉTRONS
• A descoberta do elétron é resultado de um conjunto de 
pesquisas realizadas em vários locais do mundo. Uma das 
mais bem sucedidas ( William Crookes)
Ampola de Crookes- Sir William Crookes
EXPLICAÇÃO DO EXPERIMENTO:
1- Um dispositivo que tinha em seu
interior, pequena quantidade de
gases inertes e , nas extremidades,
duas peças metálicas, denominadas
eletrodos ( cátodo e ânodo), estes
eram ligados a uma fonte elétrica.
2-Ao aplicar uma alta diferença de
potencial entre os eletrodos
presentes na ampola, o gás presente
sofre ionização, e é observado um
fluxo de raios luminosos partindo do
cátodo em direção ao ânodo. A esse
fluxo deu-se o nome de raios
catódicos.
CURIOSIDADE: Os tubos de imagens de
televisão e de monitores de
computadores convencionais e bem
como a máquina de raios x, são avanços
tecnológicos que ocorreram das
pesquisas dos raios catódicos.
CONSIDERAÇÕES DO EXPERIMENTO:
MODELO ATÔMICO DE THOMSON ( PUDIM DE PASSAS)
J.J.Thomson
Em 1897, o físico inglês Joseph John Thomson, 
trabalhando com raios catódicos, determinou a 
sua massa e passou a chama-los de elétrons. 
Esfera positiva
 Esfera maciça;
 Divisível;
 Indestrutível;
 Imperecível;
 Com final neutra;
Millikan
As conclusões deste experimento 
mostrou que o elétron possui:
 Uma massa muito pequena
 Uma carga elétrica muito 
grande
Gota de óleo
RAIOS ANAIS: A DESCOBERTA DOS PRÓTONS
1- Em 1886, o físico alemão Eugen Goldstein
descobriu um novo tipo de raio utilizando uma
ampola de Crookes modificada.
2- Goldstein adaptou à ampola, que continha gás
a baixa pressão, um cátodo perfurado e, ao
provocar uma descarga elétrica no gás, observou
um feixe de raios coloridos surgir atrás do cátodo
vindo em direção do ânodo, denominou-se esse
feixe de raios anódicos, pois vinha da direção do
ânodo e passava através no orifícios do cátodo.
CURIOSIDADE: Sabia-se que os raios anódicos
apresentava maior massa comparado ao raios
catódicos, apresentava carga positiva. No entanto,
o nome próton foi designado somente em 1920
pot ERNEST RUTHERFORD.
 Produzem luminescência nos 
corpos com que se chocam.
 Apresentam maior massa que os 
raios catódicos.
 São propagados em linha reta.
 Não são todos iguais. Isso 
diferencia os raios anódicos dos 
raios catódicos, pois estes são 
constituídos de elétrons, que são 
todos iguais.
A RADIOATIVIDADE:
O que desencadeou a descoberta da
radioatividade foi outra descoberta, a
dos raios X, feita em 1895 por
Wilhelm Kornrad Roentgen durante
experimentos com a ampola de
crookes.
EXPERIMENTO DE RUTHERFORD
Rutherford bombardeou uma fina lâmina de ouro (0,0001 mm) com partículas "alfa" 
(núcleo de átomo de hélio: 2 prótons e 2 nêutrons), emitidas pelo "polônio" (Po), 
contido num bloco de chumbo (Pb), provido de uma abertura estreita, para dar 
passagem às partículas "alfa" por ele emitidas. Envolvendo a lâmina de ouro (Au), foi 
colocada uma tela protetora revestida de sulfeto de zinco (ZnS).
Com essa experiência, Rutherford observou 
que:
 A grande maioria das partículas atravessa 
a folha de ouro sem se desviar.
 Algumas partículas sofriam desvio em uma 
das placas de ouro.
 Pouquíssimas partículas eram rebatidas.
CONCLUSÕES DA EXPERIÊNCIA DE RUTHERFORD
 O átomo é constituído de espaços vazios. Essa conclusão deve-se 
ao fato de a maioria das partículas alfa ter atravessado a lâmina de 
ouro sem sofrer desvios.
 O átomo apresenta uma região pequena, densa e positiva, 
chamada de núcleo. Essa conclusão se deve ao desvio das 
partículas alfa e ao fato de poucas partículas terem sido rebatidas.
 No núcleo, está concentrada praticamente toda a massa do átomo, 
sendo positivo e apresentando os prótons.
 Como o número de partículas alfas desviadas era baixo, 
Rutherford calculou a proporção entre as dimensões do núcleo em 
relação ao átomo. O núcleo é muito pequeno em relação ao 
diâmetro do átomo. Essa proporção varia de 1:10.000 até 
1:100.000.
 Os elétrons giram em órbitas circulares ao redor do núcleo. Essas 
órbitas são comparadas ao sistema solar.
INCOERÊNCIAS DO MODELO DE RUTHERFORD
 Não conseguia explicar como não ocorria colisão entre uma carga 
negativa (elétron) e uma carga positiva estacionária, ao redor da 
qual o elétron era posto em movimento.
 Não conseguia explicar como uma carga negativa, em movimento, 
irradia(perde) energia constantemente, emitindo radiação. 
O DILEMA DO ÁTOMO ESTÁVEL
1- O elétron está parado:
Atração dos elétrons pelo núcleo  Colapso
2- O elétron está em movimento:
Elétrons em órbitas  Partícula em movimento  Emite energia 
radiante  Cairia lentamente até o núcleo
 Insucesso da mecânica clássica: Ela é falha na descrição do 
movimento de pequenas partículas, tais como os elétrons, surgindo 
assim a MECÂNICA QUÂNTICA.
MECÂNICA QUÂNTICA
 CARÁTER ONDULATÓRIO DO ELÉTRON: Max Planck e Einsten
mostraram que a energia é acondicionadas em pequenos 
corpúsculos. Estes corpúsculos são chamados de Quanta. O nome 
fóton é dado a um Quantum de qualquer espécie radiante.
EM OUTRAS PALAVRAS: A energia não é emitida de forma contínua, 
e sim em pacotes ou blocos.
A equação de Planck é conhecida como: ( Analogia com as escadas)
E=h.F
ZONA NERD: Calcule a energia de um fóton amarelo cujo comprimento de onda é 589 nm.
Considerações: Velocidade da Luz ( 3,0 x 108 m/s): Frequência(s) x Comprimento de onda(m)
Constante de Planck: 6,63 x 10-34 j/s
1nm= 10-9m
RESOLUÇÃO: E= h.F C(3,0 x 108 m/s) =F. Y (5,89 X 10-7m)
F: 5,09 x 1014s 
E= 6,63 x 10-34 j/s x 5,09 x 1014s 
E= 3,37 x 10-19J
OS ESPECTROS DE LINHAS E O MODELO DE BOHRNiels Bohr
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. :
TEORIA QUÂNTICA PERMITIU QUE BOHR FIZESSE ALGUMAS 
CONCLUSÕES:
 As órbitas correspondem a um nível bem definido de energia do elétron, não
podendo se localizar a quaisquer distâncias do núcleo; pelo contrário, apenas
algumas órbitas seriam possíveis.
 A transição eletrônica de uma órbita para outra seria feita por saltos quânticos,
pois, ao absorver energia (quantum), o elétron saltaria para uma órbita mais
externa e, ao liberá-la passaria para outra mais interna, emitindo fótons.
 Somente certas órbitas eletrônicas são permitidas para o elétron, e este não
emite energia quando as percorre ( Órbitas estacionárias).
 Os elétrons giram em órbitas circulares em torno do núcleo.
09- MODELO ATÔMICO DE BOHR (MODELO RUTHERFORD- BOHR)
Niels Bohr
FIQUE LIGADO!!
• O modelo de Bohr apenas aperfeiçoou o modelo de Rutherford e não
substituiu. Prova disso ele é conhecido como Rutherford-Bohr.
• O modelo de Rutherford-Bohr também houve limitações, ele não
explica o comportamento de linhas no espectro de átomo
polieletrônicos. Além disso ele descreve o elétron apenas como uma
partícula circulando ao redor do núcleo, e hoje já sabemos que o
elétron assumi função de partícula e onda.
APLICAÇÕES DO MODELO DE BOHR NO NOSSO DIA-A-DIA
INCANDESCÊNCIA: FOGOS DE ARTÍFICIOS
Usa o principio do teste de chamas, quando os 
átomos de sódio, por exemplo, são colocados em 
uma fonte externa como o fogo, o calor excita os 
elétrons e eles passam a ficar em um maior nível 
de estado de energia comumente chamado de 
estado excitado. Ao voltarem ao seu nível inicial, 
chamado de estado fundamental, ele irá liberam 
energia em forma de luz, no caso do sódio ira 
emitir uma coloração laranja como é percebida 
nos fogos de artificio. 
APLICAÇÕES DO MODELO DE BOHR NO NOSSO DIA-A-DIA
QUIMILUMINESCÊNCIA
• A quimioluminescência é a emissão de luz não 
acompanhada da emissão de calor em 
consequência de uma reação química.
• Luminol – O luminol (C8H7O2N3), composto 
em pó feito de nitrogênio, hidrogênio, oxigênio 
e carbono. Os criminalistas misturam o pó de 
luminol com um líquido contendo peróxido de 
hidrogênio (H2O2) – conhecido como água 
oxigenada e despejam o liquido em um 
borrifador. O peróxido de hidrogênio e o 
luminol são os principais agentes da reação 
química, mas para que produzam um brilho 
forte, precisam de um catalisador para acelerar 
o processo. A mistura detecta a presença desse 
catalisador, no caso o ferro contido na 
hemoglobina.
APLICAÇÕES DO MODELO DE BOHR NO NOSSO DIA-A-DIA
BIOLUMINESCÊNCIA
• Bioluminescência é a emissão de luz visível
derivada da liberação química de fótons. A
bioluminescência obedece a várias funções
biológicas: comunicação interespecífica (para
vagalumes, vários peixes e poliquetas do
gênero Odontosyllis), proteção do ataque (para
o crustáceo Cypridina e cefalópodos), atração
de presas (no peixe sapo Porichthys notatus) e
iluminação dos arredores (no peixe lanterna
Photoblepharon sp.).
APLICAÇÕES DO MODELO DE BOHR NO NOSSO DIA-A-DIA
FOSFORESCÊNCIA x FLUROESCÊNCIA
FLUROESCÊNCIA: uma substância assim
absorve energia da luz fornecida por determinada
fonte e emite radiação visível, porém, quando o
fornecimento de energia acaba, a emissão da
radiação para imediatamente.
Ex: Placas de trânsito, faixas nos uniformes e 
lâmpada fluorescente.
FOSFORESCÊNCIA: Da mesma forma que
ocorre na fluorescência, na fosforescência, uma
substância emite radiação visível porque absorve
energia da luz fornecida por determinada fonte.
Entretanto, nesse caso, mesmo depois que o
fornecimento de energia parou, a substância
fosforescente continua por algum tempo
emitindo luz visível. Esse tempo pode variar
desde frações de segundos até dias.
Ex: Tomadas elétricas e interruptores, Ponteiros 
do relógio e Pulseirinhas coloridas.
APLICAÇÕES DO MODELO DE BOHR NO NOSSO DIA-A-DIA
TRIBOLUMINESCÊNCIA
É a propriedade que certas substâncias possuem de emitir luz sob atrito.
RESUMO
MODELO ATÔMICO DE SOMMERFELD
Em 1915 Arnold Sommerfeld estudando os espectros de 
emissão de átomos mais complexos que o hidrogênio, ele 
observou que em cada camada eletrônica (n) havia 1 
órbita circular (n) e (n-1)(l) órbitas elípticas com diferentes 
excentricidades. Estas órbitas elípticas foram 
denominadas de subníveis ou subcamadas de energia 
sendo elas s,p,d, f,g,h.... 
• O primeiro nível (n-=1) possui apenas uma órbita 
circular( possui 1 subnível).
• O segundo subnível (n=2) possui uma órbita circular e 
uma órbita elíptica (possui 2 subníveis)
• O terceiro nível (n=3) possui uma órbita circular e duas 
órbitas elípticas (possuem 3 subníveis) e assim por 
diante. 
Órbitas:
1circular e as demais elípticas
MODELO ATÔMICO ATUAL- O MODELO QUÂNTICO
Baseado na química e física quântica, é o mais atual, porém não é 
estudado no Ensino médio. Os principais cientistas foram:
Princípio da Incerteza de Heisenberg: É impossível determinar com precisão a 
posição e a velocidade de um elétron num mesmo instante.
Princípio da Dualidade da matéria de Louis de Broglie: o elétron apresenta 
característica DUAL, ou seja, comporta-se como matéria e energia, sendo 
portanto, uma partícula-onda.
http://www.mundodoquimico.hpg.ig.com.br/incerteza de heisenberg.htm
http://www.mundodoquimico.hpg.ig.com.br/dualidade.htm
http://www.google.com.br/imgres?imgurl=http://eltamiz.com/wp-content/uploads/2007/12/louis-de-broglie.jpg&imgrefurl=http://ctxarly.spaces.live.com/&usg=__BMcuLytfRdKjnkaoqDXQSeS_7DE=&h=312&w=225&sz=15&hl=pt-BR&start=9&itbs=1&tbnid=fanSo_Ae1ciL3M:&tbnh=117&tbnw=84&prev=/images?q=modelo+at%C3%B4mico+de+de+broglie&hl=pt-BR&gbv=2&tbs=isch:1
http://www.google.com.br/imgres?imgurl=http://eltamiz.com/wp-content/uploads/2007/12/louis-de-broglie.jpg&imgrefurl=http://ctxarly.spaces.live.com/&usg=__BMcuLytfRdKjnkaoqDXQSeS_7DE=&h=312&w=225&sz=15&hl=pt-BR&start=9&itbs=1&tbnid=fanSo_Ae1ciL3M:&tbnh=117&tbnw=84&prev=/images?q=modelo+at%C3%B4mico+de+de+broglie&hl=pt-BR&gbv=2&tbs=isch:1
PRINCÍPIO DE EXCLUSÃO DE PAULI e REGRA DE HUND
 Princípio de Exclusão de Pauli: Dois elétrons só podem compartilhar um mesmo 
orbital quando ambos apresentarem spins opostos.
 Regra de Hund: Todos os orbitais de um subnível são primeiramente 
semipreenchidos com elétrons de mesmo spin, para depois serem completados 
com os elétrons restantes de spin contrário.
TEORIA DE CHADWICK
A descoberta da terceira patícula fundamental fora feita pelo físico 
britânico Chadwick em 1932, resolvendo os problemas de radiação 
alfa encontrados no modelo atômico de Rutherford. A descoberta de 
tal partícula, conhecida como nêutron, foi de extrema dificuldade pois 
faltava partícula de carga elétrica
PARTÍCULAS MASSA CARGA
ELÉTRICA
Prótons 1 +1
Nêutrons 1 0
Elétrons 1 /1836 -1
Prof: Helan Carlos
ESTUDO DA ELETROSFERA
NÚMEROS QUÂNTICOS
• Podemos definir de forma simples e objetiva os números quânticos como 
sendo o endereço de cada elétron dentro de um átomo. Se quisermos 
encontrar um determinado elétron, devemos saber:
 O nível ( Número quântico principal (n) )
 O subnível (Número quântico secundário ou azimutal (l)
 O orbital ( Número quântico magnético (m ou ml)
 Rotação do elétron ( Número quântico spin (s ou ms)
NÚMERO QUÂNTICO PRINCIPAL (n)
Número quântico principal (n): se refere ao nível de energia em que os elétrons 
estão localizados, sendo que pode variar de 1 a 7, depende da camada em que se 
encontra. Essas camadas estão localizadas na eletrosfera atômica.
NÚMERO QUÂNTICO SECUNDÁRIO OU AZIMUTAL (l)
Número quântico secundário (ℓ): É referente aos subníveis (presentes nas camadas 
K, L, M...). De acordo com Sommerfeld, para cada órbitacircular (n) existia n-1 
órbitas elípticas. 
Os níveis de energia são subdivididos em subníveis de energia. Esses subníveis são 
representados a partir de letras e números.
A distribuição eletrônica do átomo de Ferro (Fe) nos ajudará com a interpretação das tabelas 
acima. Quais seriam os números quânticos do elétron mais energético deste átomo? 
Sabe-se que o número atômico é 26, utilizando o diagrama de Linus Pauling temos
Distribuição eletrônica: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d6
NÚMERO QUÂNTICO MAGNÉTICO (m O ml )
o número quântico magnético indica a orientação dos orbitais (região de máxima
probabilidade de se encontrar o elétron no átomo) no espaço. Os seus valores podem variar
de -3 a + 3.
Para entender como determinar esse número quântico, temos de realizar uma representação
gráfica dos elétrons em orbitais. Isso é feito geralmente indicando um orbital por um
quadrado. Por exemplo, o subnível s só possui um orbital, pois ele tem só uma forma em
relação a qualquer orientação espacial, que é esférica.
Lembre-se de que cada orbital 
comporta no máximo dois elétrons e 
que cada elétron é indicado por uma 
seta:
Regra de Hund
NÚMERO QUÂNTICO MAGNÉTICO (m O ml )
O subnível p possui três orientações espaciais, pois, conforme mostrado abaixo, ele é um 
duplo ovoide:
O subnível d possui cinco orientações espaciais 
e o f possui sete:
NÚMERO QUÂNTICO MAGNÉTICO (m O ml )
NÚMERO QUÂNTICO SPIN ( S OU MS)
O número quântico do spin mostra o sentido da rotação do elétron. Dois elétrons num
mesmo orbital não se repelem porque cada elétron gira ao redor de seu próprio eixo no
sentido horário ou anti-horário. Dois elétrons no orbital giram em sentidos opostos, anulando
o magnetismo um do outro e proporcionando um sistema mais estável. Assim, em função dos
sentidos de rotação para os elétrons, são conhecidos dois valores para o spin:
O sentido da seta indicará o spin, que é adotado por convenção. Por exemplo, para o 
primeiro elétron de um orbital pode-se convencionar que sua identificação começará com 
todas as setas para cima e que as setas para cima irão indicar o spin -1/2. Assim, as setas 
para baixo irão indicar o spin igual a +1/2. Mas o contrário também pode ser adotado.
RESUMÃO
VAMOS PRATICAR !!
Qual é o conjunto dos quatro números quânticos que caracteriza o elétron mais energético 
do35Br?
a) n = 3, l = 2, m = +2, s = +1/2.
b) n = 4, l = 0, m = 0, s = +1/2.
c) n = 3, l = 1, m = +2, s = +1/2.
d) n = 4, l = 1, m = 0, s = +1/2.
e) n = 4, l = 3, m = +2, s = +1/2.
VAMOS PRATICAR !!
Qual é o conjunto dos quatro números quânticos que caracteriza o elétron mais energético 
do35Br?
a) n = 3, l = 2, m = +2, s = +1/2.
b) n = 4, l = 0, m = 0, s = +1/2.
c) n = 3, l = 1, m = +2, s = +1/2.
d) n = 4, l = 1, m = 0, s = +1/2.
e) n = 4, l = 3, m = +2, s = +1/2.
REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS:
• FELTRE, Ricardo - Fundamentos da Química (4ª edição), São Paulo -
2005 (Ed. Moderna).
• USBERCO & SALVADOR- Química Essencial. Volume único. Ed. 
Saraiva 2015.
• ATKINS, P ; JONES L.Princípios de química:questionando a vida 
moderna e o meio ambiente.1ed.Porto Alegre:Bookman,2001
• RUSSEL, John B. Química Geral. 2. ed. São Paulo:Makron Books, 
1994.
• BROWN, Theodore L.et al.Química: a ciência central. 9. ed.São
Paulo:Pearson Prentice Hali,2007.
http://pt.wikipedia.org/wiki/Ricardo_Feltre