Modelos atômicos elaborado pela Prof. Jaqueline

3. Num sistema fechado, a massa total das substâncias,
antes da transformação química, é igual à massa total
após a transformação.

4. “Na natureza nada se
perde, nada se cria, tudo
se transforma.”

6. Se uma massa fixa de um elemento se combina com
massas diferentes de um segundo elemento, para
formar compostos diferentes, estas massas
(diferentes) estão entre si numa relação de números
inteiros pequenos.

7. Em 1808, John Dalton a partir da idéia
filosófica de átomo estabelecida por
Leucipo e Demócrito, realizou
experimentos fundamentados nas Leis
Ponderais e propôs uma Teoria Atômica.
• Tudo que existe na natureza é composto por diminutas
partículas denominadas átomos;
• Os átomos são indivisíveis e indestrutíveis;
• Existe um número pequeno de átomos diferentes na
natureza;
• Reunindo átomos iguais ou diferentes nas variadas
proporções, podemos formar todas as substâncias do universo
conhecidas;

10. Conclusões:
Raios catódicos são corpusculares,
pois quando interceptam um
molinete de mica, este entra em
rotação.
Raios catódicos são constituídos de
partículas com carga elétrica, pois
são desviados por um campo
elétrico e magnético e, pelo sentido
do desvio, as partículas são
negativas sendo denominadas de
elétrons.

11. No final do século XIX, Joseph John Thomson, através dos
experimentos de descargas elétricas em alto vácuo, sugeriu um
modelo de átomo em que o átomo fosse maciço, esférico,
descontínuo, formado por um fluido com carga elétrica positiva,
no qual estariam dispersos os elétrons com carga negativa
uniformemente, que neutralizam totalmente as cargas positivas
do fluido. O próprio Thomson associou o seu modelo a um
“pudim de passas”.

12. Em 1886, Goldstein obteve os raios canais, que se propagam em
sentido oposto ao dos raios catódicos. Experiências posteriores
mostram que:
• Os raios canais são constituídos por partículas positivas
denominadas prótons;
• A massa das partículas constituintes dos raios canais é
aproximadamente igual à massa das moléculas do gás
residual (gás contido no interior da ampola de Goldstein);
• Quando o gás residual é o hidrogênio, a massa das
partículas dos raios canais é a menor e aproximadamente
1836 vezes maior que a massa do elétron, e a carga dessas
partículas é igual à do elétron, com sinal contrário.

13. No final do século XIX, o físico neozolandês Ernest Rutherford
foi convencido por J.J. Thomson a trabalhar com o fenômeno
então recentemente descoberto: a radioatividade.

16. Resultado esperado em relação ao modelo de Thomson
Esperava-se que todas as
partículas α atravessassem a
lâmina de ouro, sofrendo
pequenos desvios.

18. Resultado obtido por Rutherford e seus colaboradores
Geiger e Marsden:
•A maioria das partículas α atravessou a lâmina de
ouro sem sofrer desvio em sua trajetória.
• Algumas partículas α (poucas) atravessaram a
lâmina sofrendo grandes desvios na trajetória inicial.
• A minoria das partículas α foi rebatida.

19. Interpretação dos resultados experimentais
• O átomo contém imensos espaços vazios.
• No centro do átomo existe um núcleo muito
pequeno e denso.
• O núcleo do átomo tem carga positiva, uma vez
que as partículas α (positivas) foram repelidas ao
passar perto do núcleo.
• Para equilibrar a carga positiva, existem os
elétrons ao redor do núcleo.

20. Átomo de
Rutherford
Trajetória das partículas α

21. Chadwick (1932) – determinou a presença de nêutrons

22. Falha do modelo de Rutherford: segundo a mecânica clássica,
que admitia que uma partícula elétrica em movimento emitia
energia, a progressiva redução da energia do elétron
provocaria a gradativa diminuição do raio da órbita e faria
com que ele caísse no núcleo.

23. Como o átomo é uma estrutura estável, NielsBohr afirmou que
os fenômenos atômicos não poderiam ser explicados pelas Leis
da Física Clássica e formulou uma teoria (1913) sobre o
movimento dos elétrons, fundamentado na Teoria Quântica da
Radiação (1900) de Max Planck.

24. Em 1900, Max Planck, físico alemão, descobriu que átomos ou
moléculas absorviam ou emitiam energia apenas em
quantidades discretas, ou seja, em parcelas pequenas e muito
bem definidas. Definiu o conceito de QUANTUM como sendo a
quantidade de energia que pode ser emitida ou absorvida na
forma de radiação eletromagnética. Acabara de conceber a idéia
de energia DESCONTíNUA, ou quantizada. Albert Einstein, em
1905, chamou os quanta de Planck de photons (fótons).

25. Para Bohr, os elétrons giram em torno do núcleo de forma
circular e com diferentes níveis de energia.

26. Postulados de Bohr:
- O átomo possui um núcleo positivo que está rodeado por
cargas negativas;
- A eletrosfera está dividida em camadas ou níveis eletrônicos, e
os elétrons nessas camadas, apresentam energia constante;
- Em sua camada de origem (camada estacionária) a energia é
constante, mas o elétron pode mudar para uma camada mais
externa, sendo que, para tal é necessário que ele ganhe energia
externa;

27. - Um elétron que mudou para uma camada de maior energia fica
instável e tende a voltar a sua camada de origem; nesta volta ele
devolve a mesma quantidade de energia que havia ganho para o
salto e emite um fóton de luz.
A energia recebida corresponde a um quantum e é dada por E = h x f
E = energia do quantum h = constante de Planck f = freqüência da
radiação

28. A teoria de Bohr fornece uma explicação para o espectro do
hidrogênio. O espectro de emissão do hidrogênio é descontínuo.
Observam-se, na zona do visível, uma risca vermelha, uma azul,
uma anil e outra violeta (por ordem crescente de energia).
As riscas nos espectros devem-se à desexcitação, isto é, os
eletrons emitem radiação quando regressam a níveis de
energia mais baixos.

30. Aplicação do Modelo de Bohr: Teste de Chama
O teste de chama é uma técnica utilizada para a identificação de
certos átomos ou íons presentes em substâncias.
O teste de chama é baseado no fato de que
quando uma certa quantidade de energia é
fornecida a um determinado elemento químico
(no caso da chama, energia em forma de calor),
alguns elétrons da última camada de valência
absorvem esta energia passando para um nível
de eenrgia mais elevado, produzindo o que
chamamos de estado excitado. Quando um
desses elétrons excitados retorna ao estado
fundamental, ele libera a energia recebida
anteriormente em forma de radiação.

31. Sommerfeld sugeriu que as órbitas fossem elípticas, pois em
uma elipse há diferentes excentricidades (distância do
centro), gerando energias diferentes para uma mesma
camada.

32. Ao pesquisar o átomo, Sommerfeld concluiu que os elétrons de
um mesmo nível, ocupam órbitas de trajetórias diferentes
(circulares e elípticas) a que denominou de subníveis, que
podem ser de quatro tipos: s , p , d , f .

33. O modelo atômico atual é um modelo matemático- probabilístico
que se baseia em dois princípios:
-Princípio da Incerteza de Heisenberg: é impossível determinar com
precisão a posição e a velocidade de um elétron num mesmo
instante.
-Pricípio da Dualidade de De Broglie: o elétron apresenta
característica DUAL, ou seja, comporta-se como matéria e energia
sendo uma partícula-onda.
Erwin Schröndinger (1887 - 1961) baseado nestes dois princípios
criou o conceito de Orbital.
Orbital é a região onde é mais provável encontrar um életron.

34. O subnível s é constituído de um só orbital

35. O subnível p é constituído de 3 orbitais

36. O subnível d é constituído por 5 orbitais

37. O subnível f é constituído por 7 orbitais

38. Em um mesmo orbital podem existir até dois elétrons.

39. FIM