AULA – MODELOS ATÔMICOS
INTRODUÇÃO
Por volta de 400 a.C., surgiram os primeiros conceitos teóricos da
Química Moderna.
Os ...
Este conjunto de informações levou-o a sugerir que a estrutura do
átomo seria semelhante a uma esfera de carga positiva, n...
carregado positivamente (no centro do átomo) e muito denso, rodeado por
uma região comparativamente grande onde estariam o...
2. Cada camada ocupada por um elétron possui um valor determinado de
energia (estado estacionário).
3. Os elétrons só pode...
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Aula Modelo Atômico - Professor Henrique

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Apostila referente a Aula de Modelo Atômico ministrada aos 2º anos pelo Professor Henrique de Química, no CEM Setor Leste.

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Aula Modelo Atômico - Professor Henrique

  1. 1. AULA – MODELOS ATÔMICOS INTRODUÇÃO Por volta de 400 a.C., surgiram os primeiros conceitos teóricos da Química Moderna. Os filósofos gregos Demócrito e Leucipo afirmavam que a matéria não era contínua, e sim constituída por minúsculas partículas indivisíveis, às quais deram o nome de átomos. Platão e Aristóteles, filósofos muito influentes na época, recusaram tal proposta e defendiam a idéia de matéria contínua. Esse conceito de Aristóteles permaneceu até a Renascença, quando por volta de 1650 d.C. o conceito de átomo foi novamente proposto por Pierre Gassendi, filósofo francês. O conceito de "Teoria atômica" veio a surgir após a primeira definição científica do átomo, proposta por John Dalton, após observações experimentais sobre gases e reações químicas. Os modelos atômicos são, portanto, teorias fundamentadas na experimentação. Tratam-se, portanto, de explicações para mostrar o porquê de um determinado fenômeno. Diversos cientistas desenvolveram suas teorias até que se chegar ao modelo atual. 1. MODELO ATÔMICO DE DALTON Em 1808, o professor inglês John Dalton propôs uma explicação da natureza da matéria. A proposta foi baseada em fatos experimentais. Os principais postulados da teoria de Dalton são: 1. Toda matéria é composta por minúsculas partículas chamadas átomos. 2. Os átomos de um determinado elemento são idênticos em massa e apresentam as mesmas propriedades químicas. 3. Átomos de diferentes elementos apresentam massa e propriedades diferentes. 4. Átomos são permanentes e indivisíveis, não podendo ser criados e nem destruídos. 5. As reações químicas correspondem a uma reorganização de átomos. 6. Os compostos são formados pela combinação de átomos de elementos diferentes em proporções fixas. A conservação da massa durante uma reação química (Lei de Lavoisier) e a lei da composição definida (Lei de Proust) passou a ser explicada a partir desse momento, por meio das idéias lançadas por Dalton. 2. MODELO ATÔMICO DE THOMSON Em 1898, o físico inglês Joseph John Thomson, após realizar uma série de experimentos científicos com descargas elétricas em gases, concluiu que qualquer matéria, independente de suas propriedades, continha partículas de massa muito menores que o átomo de Hidrogênio. Verificou também, que estas partículas tinham carga negativa e que, em determinadas circunstâncias, podiam ser extraídas dos átomos.
  2. 2. Este conjunto de informações levou-o a sugerir que a estrutura do átomo seria semelhante a uma esfera de carga positiva, na qual havia corpúsculos (elétrons) de carga negativa, distribuídos uniformemente, algo semelhante a um “Pudim de Passas”. Indubitavelmente a maior contribuição de Thomson para o modelo atômico atual foi a descoberta do que ele chamou de corpúsculos negativos, mas que hoje conhecemos como elétron. 3. MODELO ATÔMICO DE RUTHERFORD Em 1911, Ernest Rutherford, estudando a trajetória de partículas α (partículas positivas) emitidas pelo elemento radioativo polônio, bombardeou uma fina lâmina de ouro. Ele observou que: - a maioria das partículas α atravessavam a lâmina de ouro sem sofrer desvio em sua trajetória (logo, há uma grande região de vazio, que passou a se chamar eletrosfera); - algumas partículas sofriam desvio em sua trajetória: haveria uma repulsão das cargas positivas (partículas α) com uma região pequena também positiva (núcleo). - um número muito pequeno de partículas batiam na lâmina e voltavam (portanto, a região central é pequena e densa, sendo composta portanto, por prótons). Diante das observações, Rutherford concluiu que a lâmina de ouro seria constituída por átomos formados com um núcleo muito pequeno
  3. 3. carregado positivamente (no centro do átomo) e muito denso, rodeado por uma região comparativamente grande onde estariam os elétrons. Nesse contexto, surge ainda a idéia de que os elétrons estariam em movimentos circulares ao redor do núcleo, uma vez que se estivesse parados, acabariam por se chocar com o núcleo, positivo. O pesquisador acreditava que o átomo seria de 10000 a 100000 vezes maior que seu núcleo. 4. MODELO ATÔMICO CLÁSSICO As partículas presentes no núcleo, chamadas prótons, apresentam carga positiva. A partícula conhecida como nêutron foi isolada em 1932 por Chadwick, embora sua existência já fosse prevista por Rutherford. Dessa forma, o modelo atômico clássico constitui-se de um núcleo, no qual se encontram os prótons e nêutrons, e de uma eletrosfera, na qual estão os elétrons girando ao redor do núcleo em órbitas. Considerando-se a massa do próton como padrão, observou-se que sua massa era aproximadamente igual à massa do nêutron e 1836 vezes maior que o elétron. Logo: A essas três partículas básicas: prótons, nêutrons e elétrons, é comum denominar partículas elementares ou fundamentais. Algumas características físicas das partículas atômicas fundamentais: 5 - MODELO ATÔMICO RUTHERFORD-BOHR O modelo proposto por Rutherford foi aperfeiçoado por Bohr. Baseando-se nos estudos feitos em relação ao espectro do átomo de hidrogênio e na teoria proposta por Planck em 1900 (Teoria Quântica), segundo a qual a energia não é emitida em forma contínua, mas em ”pacotes”, denominados quanta de energia. Foram propostos os seguintes postulados: 1. Na eletrosfera, os elétrons descrevem sempre órbitas circulares ao redor do núcleo, chamadas de camadas ou níveis de energia.
  4. 4. 2. Cada camada ocupada por um elétron possui um valor determinado de energia (estado estacionário). 3. Os elétrons só podem ocupar os níveis que tenham uma determinada quantidade de energia, não sendo possível ocupar estados intermediários. 4. Ao saltar de um nível para outro mais externo, os elétrons absorvem uma quantidade definida de energia (quantum de energia). 5. Ao retornar ao nível mais interno, o elétron emite um quantum de energia (igual ao absorvido em intensidade), na forma de luz (de cor definida) ou outra radiação eletromagnética (fóton). 6. Cada órbita é denominada de estado estacionário e pode ser designada por letras K, L, M, N, O, P, Q. As camadas podem apresentar: K = 2 elétrons O = 32 elétrons L = 8 elétrons P = 18 elétrons M = 18 elétrons Q = 2 elétrons N = 32 elétrons 7. Cada nível de energia é caracterizado por um número quântico (n), que pode assumir valores inteiros: 1, 2, 3, etc.

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