1. Átomo e
Modelos Atómicos

2. Demócrito (Sec. V a.c.)
Átomo
Demócrito
(460 – 370 A.C.)
defendeu a ideia de que a matéria era
composta por pequeníssimas partículas.
Modelo baseado apenas na intuição e na lógica.

3. Modelo proposto por Demócrito:
Toda a matéria é constituída por
átomos e vazio;
O átomo é uma partícula pequeníssima,
invisível,e que não pode ser dividida;
Os átomos encontram-se em constante
movimento;
Universo constituído por um número
infinito de átomos, indivisíveis e eternos;

4. Aristóteles (Sec. IV a.c.)
Aristóteles
(384 a.C. - 322 a.C.)
Modelo de Demócrito foi rejeitado por
um dos maiores filósofos de todos os
tempos – Aristóteles.
O Modelo de Demócrito permaneceu na sombra durante
mais de 20 séculos...
Ar Água
Terra Fogo
Aristóteles acreditava que a matéria era
contínua e composta por quatro elementos:

5. Dalton (1807)
Séc. XIX – Dalton “ressuscita” A Teoria Atômica.
John Dalton
(1776 – 1844)
Na segunda metade do séc. XVIII, a
Química sofreu uma grande evolução.
Certos fatos não podiam ser explicados
pela teoria de Aristóteles, como a Lei de
Lavoisier: “A massa dos reagentes é igual
à massa dos produtos”.
Para explicar estes fatos Jonh Dalton
propôs, em 1807, o seu modelo atômico.

6. Átomo
Modelo proposto por Dalton:
A matéria é composta por
pequenos corpúsculos, que não se
subdividem – os Átomos;
Os átomos do mesmo elemento
são iguais entre si – têm a mesma
massa;
A matéria é formada pela união
de diferentes átomos em
proporções definidas.

7. Thomson (1904)
J. J. Thomson
(1856 - 1940)
Thomson realizou uma série de
experiências utilizando um tubo de
raios catódicos (tubo semelhante
aos tubos existentes no interior
dos televisores).
Neste tubo, eram efetuadas
descargas elétricas através de um
gás rarefeito.
Tubo de raios catódicos

8. Em 1897 Thomson propõe novo modelo:
Ao estudar as descargas no interior deste
aparelho, Thomson, descobriu o elétron.
A descarga emitida tinha carga elétrica negativa e era
de natureza corpuscular.
A sua massa era muito menor que a massa de qualquer
átomo conhecido – eram os elétrons.
Thomson provou que os elétrons eram corpúsculos,
dotados de carga elétrica e de massa, que fazem parte
de toda a matéria.
Observava-se uma
fluorescência esverdeada
devido à existência de
partículas de carga negativa que
saem dos átomos do cátodo.

9. Elétrons (partículas
com carga elétrica
negativa)
Esfera com carga
elétrica positiva
Modelo proposto por Thomson (1904):
O átomo era uma esfera
de carga eléctrica positiva,
estando os elétrons dispersos
na esfera.
O número de elétrons seria
tal que a carga total do átomo
seria zero.
Modelo de Pudim de Passas

10. Rutherford (1911)
Ernest
Rutherford
(1871 - 1937)
Cientista neozelandês, estudou com
J.J. Thomson.
Em 1908 realizou uma experiência
que lhe permitiu propor um novo
modelo atômico.

11. Experiência de Rutherford
Fonte de
partículas α
Feixe de
partículas α
Tela
fluorescente
Folha de ouro

12. Resultados previstos segundo o modelo de Thomson:
Resultados obtidos:
As partículas α
deveriam atravessar
as folhas de ouro sem
sofrer desvios.
A maior parte das
partículas α comportava-se
como esperado, mas um
significativo número delas
sofria desvios acentuados.
● ● ●
● ●
● ● ●
Experiência de Rutherford

13. Embora a maior parte das partículas se comportasse
como esperado, uma parte significativa não só foi
desviada, como algumas voltaram para trás.
Resultados da experiência de Rutherford
Partículas α
Existe, no interior do átomo, uma região central positiva – o
núcleo, que exerce fortes forças repulsivas sobre as
partículas alfa.

14. Modelo proposto por Rutherford (1911):
O átomo é uma estrutura praticamente
vazia, e não uma esfera maciça;
É constituído por:
• Núcleo muito pequeno com a carga
positiva, onde se concentra quase toda
a massa do átomo.
• Elétrons com carga negativa
movendo-se em volta do núcleo.
O átomo seria um sistema semelhante ao sistema solar.
Modelo Planetário

15. Mas este modelo era incompatível com algumas das
teorias da Física ...
De acordo com o que se conhecia, o elétron ao realizar a
sua órbita perderia energia acabando por cair sobre o
núcleo, destruindo o átomo.

16. Mas de que é feito o núcleo atômico?
Até 1920, o núcleo do átomo era considerado com uma
esfera maciça de carga elétrica positiva.
+ + +
+ + + +
+ + +
Mas, em 1920, Rutherford caracteriza o próton como
sendo a unidade de carga elétrica positiva.
No decurso das suas investigações depara-se com:
Átomos do mesmo
elemento químico
apresentam massas
diferentes.
Deverá existir
outra partícula no
núcleo atômico!

17. Chadwick: 1932
Mas só em 1932, James
Chadwick descobre o nêutron.
Após vários anos de busca,
encontrou, em 1932, uma
partícula subatômica no núcleo
do átomo, além do já
conhecido próton.
James
Chadwick
(1891 – 1974)
O Nêutron não tem carga elétrica, e tem
aproximadamente a mesma massa do próton.
+
+
+

18. NÚMERO ATÔMICO E NÚMERO DE
MASSA
Tomando o modelo de Rutherford–Bohr como objeto de estudo,
podemos definir alguns tópicos básicos que vão nortear nossos
estudos.
Número atômico (Z): n.° de prótons (p) no núcleo de um átomo.
Z = p
O número atômico caracteriza um elemento químico, é a sua identtidade
Número de massa (A): O número de massa é a soma dos prótons (P) e nêutrons
(N) do núcleo de um átomo.
A = P + N ou A = Z + N
Um átomo (X) será representado assim:
z
A
X ou zXA

19. Átomo neutro – Aquele em que o número de prótons é igual ao número
de elétrons.
Exemplo: 11Na23
e 8O16
Íon: espécie química cujo número de prótons é diferente do número de
elétrons.
Cátions: formados por retiradas de um ou mais elétrons da eletrosfera
de um átomo: íon carregado positivamente.
Exemplos:
11Na 1+
= perdeu 1 elétron

20. • Ânions: formados quando adicionamos um
ou mais elétrons à eletrosfera de um átomo:
íon carregado negativamente.
Exemplos:
8O2-
= ganhou 2 elétrons
17Cl1-
= ganhou 1 elétron

21. RELAÇÕES ENTRE OS ÁTOMOS
• Isótopos: Átomos com o mesmo número de prótons no núcleo,
porém, números de massa diferentes.
• Isótopos do elemento oxigênio: 8O16
8O17
8O 18
• Isótopos do elemento potássio: 19K39
19K40
19K41
• Isótopos do elemento hidrogênio:

22. ISÓBAROS: Átomos com o mesmo
número de massa (A)
• São átomos de diferentes elementos (de
números atômicos diferentes).
Exemplo:
Argônio : 18Ar 40
Cálcio : 20 Ca 40

23. ISÓTONOS: Átomos com o mesmo
número de nêutrons.
• Exemplo:
Boro: 5B11
n = 6
Carbono: 6C12
n = 6

24. ISOELETRÔNICOS: espécies químicas
diferentes que possuem a mesma
quantidade de elétrons.
• Exemplo:
Magnésio: 12Mg 2+
= 10 elétrons
Flúor: 9F 1-
= 10 elétrons
Nitrogênio: 7N3-
= 10 elétrons

25. Bohr (1913)
Niels Bohr
(1885 - 1962)
Niels Bohr trabalhou com
Thomson, e posteriormente com
Rutherford.
Tendo continuado o trabalho
destes dois físicos, aperfeiçoou,
em 1913, o modelo atômico de
Rutherford.

26. O Espectro EletromagnéticoO Espectro Eletromagnético
rádio microonda infravermelho visível ultravioleta Raio-X Raio-gama
104 102 1 10-2 10-5 10-6 10-8 10-10 10-12
Comprimento de onda em centímetros

27. Visível
• 400 nm < λ < 700 nm
• Corresponde a 44% do espectro solar
• Parte do espectro no qual nossos olhos são
sensíveis

29. • Comprimentos de onda : 1 mm – 0,75 µm
• Freqüências : 0,003x1014 Hz – 4x1014 Hz
• Energias : 0,0012 eV – 1,65 eV
• Comprimentos de onda : 0,75 µm – 0,40 µm
• Freqüências : 4x1014 Hz – 7,5x1014 Hz
• Energias : 1,65 eV – 3,1 eV

30. • Comprimentos de onda : 400 nm – 10nm
• Freqüências : 7,5x1014 Hz - 3x1016 Hz
• Energias : 3,1 eV – 124 eV
• Comprimentos de onda : menores que 10nm
• Freqüências : maiores que 3x1016 Hz
• Energias : maiores que 124 eV
• Comprimentos de onda : menores que 10 –12 m
• Freqüências : maiores que 1020 Hz
• Energias : maiores que 1 MeV

31. 4
O Espectro Eletromagnético
Freqüência de um campo eletromagnético (EM) variável no
tempo, é o número de oscilações por segundo. É medida
em Hz (1 Hz = 1 ciclo por segundo).
Radiações ionizantes:
•UV,Raios X, Raios γ e radiação nuclear
•1016
- 1022
Hz (ou 300 - 0.0003 Å)
Radiações não-ionizantes:
•Luz visível: 1014
- 1016
Hz (300 - 0.0003 Å)
•MW: 0,3 - 300 GHz
•VHF: 30 - 300 MHz
•HF: 3 - 30 MHz
•MF: 300 - 3000 kHz
•LF: 30 - 300 kHz
•VLF: 3 - 30 kHz
•VF: 300 - 3000 Hz (voz)
•ELF: 30 - 300 Hz

32. - Os Postulados de Niels Bohr (1885-1962) 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.
A teoria de Bohr fundamenta-se nos seguintes postulados:
1º postulado: Os elétrons descrevem órbitas circulares estacionárias
ao redor do núcleo, sem emitirem nem absorverem energia.
Postulados de Bohr

33. 2º postulado de Bohr
Fornecendo energia(elétrica, térmica, ...) a um átomo, um ou mais
elétrons a absorvem e saltam para níveis mais afastados do
núcleo. Ao voltarem às sua órbitas originais, devolvem a enrgia
em forma de luz.

34. Segundo postulado de Bohr.
Um átomo irradia energia quando um elétron salta de
uma órbita de maior energia para uma de menor energia.
Órbitas de Bohr para o
átomo de hidrogênio
A linha vermelha no espectro atômico é
causada por elétrons saltando
da terceira órbita para a segunda órbita
O comprimento de onda guarda relação com a energia. Os menores
comprimentos de onda de luz significam vibrações mais rápidas e
maior energia.

35. Transições eletrônicas

37. Modelo Atômico de Rutherford - Bohr(1922)
A linha vermelha no espectro atômico é causada por
elétrons saltando da terceira órbita para a segunda órbita.

38. A linha verde-azulada no espectro atômico é causada por
elétrons saltando da quarta órbita para a segunda órbita.

39. A linha azul no espectro atômico é causada por elétrons
saltando da quinta órbita para a segunda órbita.

40.
A linha violeta mais brilhante no espectro atômico é
causada por elétrons saltando da sexta órbita para a
segunda órbita.

41. http://jersey.uoregon.edu/vlab/elements/Elements
.html

42. Modelo proposto por Bohr :
Apenas algumas órbitas
seriam permitidas aos elétrons;
Cada órbita correspondia a um
nível de energia bem definido do
elétron;
Os elétrons podem saltar de
uma órbita para outra, ao
absorver ou emitir energia.
O nível mais energético seria
o mais distante do núcleo, e o
menos energético o mais
próximo.

43. Sommerfeld (1868 -1951)

44. Órbitas:
1circular e as demais elípticas

45. Modelo de Sommerfeld:
Logo após Bohr enunciar seu modelo, verificou-se que
um elétron, numa mesma camada, apresentava energias
diferentes. Como poderia ser possível se as órbitas fossem
circulares?
Sommerfeld sugeriu que as órbitas fossem elípticas, pois
em uma elipse há diferentes excentricidades (distância do
centro), gerando energias diferentes para uma mesma
camada.

46. Também este modelo apresentava algumas falhas...
Este modelo adequa-se muito bem a átomos com
apenas um elétron, falhando para átomos com
vários elétrons;
Este modelo também não explica a interação entre
vários átomos.
No entanto, ainda é o modelo mental utilizado por
muitos cientistas, visto ser de fácil visualização.

47. Por volta de 1927, os
cientistas deixaram de
acreditar que o elétron
teria uma trajetória bem
definida em torno do
núcleo.
Schrödinger (1927)
Erwin
Schrödinger
(1887 – 1961)
Nuvem eletrônica
Schrödinger propôs o modelo da

48. Modelo atômico de Schrödinger - A partir das equações de
Schrödinger não é possível determinar a trajetória do elétron
em torno do núcleo, mas, a uma dada energia do sistema,
obtém-se a região mais provável de encontrá-lo.

49. Nuvem eletrônica...

50. Os elétrons movem-se de forma
desconhecida com velocidade
elevadíssima;
O movimento do elétron passou a
ser descrito por uma nuvem
eletrônica;
Quanto mais densa é a nuvem,
maior é a probabilidade de se
encontrar aí o elétron;
A nuvem é mais densa próximo do
núcleo, e menos densa longe do
núcleo.
Modelo da Nuvem Eletrônica

51. Os Quarks...
O Nêutron e o próton não são partículas
indivisíveis. No seu interior existem ainda
outras partículas que são os quarks.

52. Modelo de Demócrito
Modelo de Thomson
Modelo de Bohr
Modelo de Dalton
Modelo de
Rutherford
Modelo da Nuvem
Electrónica
Evolução do Modelo atômico…

53. “Fotografar” os átomos...
Hoje em dia dispomos de potentes microscópios que nos
permitem obter imagens dos átomos: são os microscópios
eletrônicos.

54. Dimensão dos átomos
100 pm
1 pm = 10-12
m
1 nm = 100 pm

55. Dimensão dos átomos
Se 100 milhões de pessoas se
reduzissem ao tamanho de
átomos, formavam uma fila de
apenas 1cm.
Um ponto final
pode conter mais
de 3 milhões de
átomos.