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Os átomos
Demócrito e Leucipo, séc. V a.C. 
Os filósofos gregos partiam as 
substâncias em pedaços cada vez 
mais pequenos e ao fragmento que 
não era possível partir mais 
chamavam “átomo”. 
A palavra “átomo” vem do grego 
antigo atomus que queria dizer 
“indivisível”. 
Os Gregos explicavam todas as transformações da Natureza a partir da 
existência de pequeníssimos corpúsculos indivisíveis em constante 
movimento, a que chamavam de átomos.
Modelo atómico de Dalton 
(início do séc. XIX) 
Para Dalton o átomo era uma esfera indivisível e 
indestrutível. 
Foto de modelos originais de Dalton para representar átomos.
Experiência com tubos de descarga
Modelo atómico de Thomson, 1904 
( Modelo do “pudim de passas”) 
Thomson considerava o átomo como uma esfera de 
carga positiva na qual se encontravam dispersos os 
electrões, com carga negativa.
Experiência de Rutherford
Modelo atómico de Rutherford, 1911 
(Modelo planetário) 
Para Rutherford, os átomos eram praticamente espaço 
vazio. Possuíam um núcleo muito pequeno em volta do 
qual se moviam os electrões a grandes velocidades.
Modelo atómico de Bohr, 1913 
(Modelo dos níveis de energia) 
Bohr completou o modelo de Rutherford com a 
seguinte ideia, os electrões movem-se em torno do 
núcleo, em órbitas circulares bem definidas. 
A cada órbita corresponde um nível de energia.
Modelo atómico actual, Schrödinger 1926 
(Modelo da nuvem electrónica) 
A probabilidade de encontrar um 
electrão é maior onde a nuvem 
electrónica é mais densa e menor 
onde a nuvem electrónica é menos 
densa.
Evolução dos modelos atómicos ao longo dos tempos 
Resumo
Constituição do átomo 
Zona central- Núcleo, no qual existem 
protões e neutrões e à volta do qual se 
movem os electrões a elevadíssima 
velocidade. 
- os protões têm carga eléctrica positiva; 
- os electrões têm carga eléctrica 
negativa; 
- os neutrões não têm carga eléctrica.
Constituição do átomo 
-Os protões e os neutrões são constituídos por 
quarks que, de acordo com o conhecimento científico 
actual, são as verdadeiras partículas elementares. 
- Como o átomo é electricamente neutro o número 
de electrões de um átomo tem de ser igual ao número 
de protões existentes no seu núcleo. 
- Como o núcleo de qualquer átomo ocupa uma 
zona muito pequena, o tamanho de um átomo 
depende do tamanho da sua nuvem electrónica.
Os electrões da nuvem electrónica dos átomos 
não têm todos a mesma energia – distribuem-se 
por níveis de energia. Cada nível só pode ter um 
determinado número de electrões. 
O nº máximo de electrões em cada nível de 
energia pode ser calculado pela seguinte 
expressão: 
2n² 
onde n corresponde a 1, 2, 3, …, de acordo 
com o nível de energia.
A distribuição electrónica indica o número de electrões que existe 
em cada nível de energia. 
Assim, por exemplo: 
- no primeiro nível de energia pode haver no máximo dois 
electrões; 
- no segundo nível de energia pode haver no máximo oito 
electrões; 
-no terceiro nível de energia o número máximo de electrões é 
dezoito. No entanto se este for o último nível a ser preenchido não 
poderá ter mais do que 8 electrões. 
Aos electrões localizados no último nível de energia de um átomo, 
designam-se electrões de valência. 
Os átomos são mais estáveis quando na sua distribuição 
electrónica existem 8 electrões de valência (ou 2 electrões de 
valência, no caso de só estar preenchido o primeiro nível de 
energia).
Tamanho do átomo 
Como os átomos são muito pequenos, o raio atómico destes 
expressa-se frequentemente em picómetros , que é um 
submúltiplo do metro. 1 pm = 1×10-12 m. 0,000000000001 m 
Átomo Massa de um átomo (kg) 
Hidrogénio - 1 0,0000000000000000000000000016735 
(1,6735 × 10-27) 
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(5,8067 × 10-26)
Massa atómica relativa 
Sendo a massa dos átomos também muito reduzida 
surgiu a necessidade de definir uma grandeza física , a 
massa atómica relativa, que se define à custa da 
comparação entre a massa de um átomo com um padrão, 
sendo este a duodécima parte da massa de um átomo de 
carbono 12. 
Sendo o padrão de 1/12 da massa deste átomo, o 
átomo terá que possuir uma massa 12 vezes superior ao 
padrão, então, a sua massa atómica relativa será de 12. 
Definição de massa atómica relativa (Ar) - grandeza 
física que indica o número de vezes que a massa do 
átomo é superior à massa de um padrão (1/12 da massa 
de um átomo de carbono 12) e como tal é adimensional.
Questões 
Estrutura atómica 
1. Refere a razão pela qual no modelo atómico actual 
se abandonou a ideia de órbita, para esta dar lugar 
à ideia de orbital. 
2. A concepção que os cientistas têm sobre os átomos 
alterou-se ao longo dos tempos. 
A) Explica a que se deve esta mudança conceptual. 
B) Será que o modelo atómico actual será aceite 
para sempre?
Questões 
Estrutura atómica 
3. Classifica como verdadeiras ou falsas cada uma das 
seguintes afirmações. 
A) O número de protões de um átomo é igual ao número de 
electrões. 
B) A nuvem electrónica é responsável pela massa do átomo. 
C) Os protões encontram-se na nuvem electrónica do átomo. 
D) Os electrões encontram-se na nuvem electrónica de um 
átomo. 
E) Na nuvem electrónica existem partículas com carga positiva e 
partículas sem carga eléctrica.
Questões 
Estrutura atómica 
4. O raio de um átomo de cálcio necessário para a boa 
formação dos ossos é 3,48x10¯¹⁰ m. 
a) Qual o raio de um átomo de cálcio expresso em 
pm? 
b) Determina o diâmetro de um átomo de cálcio 
expresso em pm. 
c) Se um osso contiver cem milhões de átomos de 
cálcio, qual q medida do comprimento desses 
átomos (em unidades SI), se eles estivessem 
dispostos em fila.

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Evolução dos modelos atómicos ao longo dos tempos

  • 2. Demócrito e Leucipo, séc. V a.C. Os filósofos gregos partiam as substâncias em pedaços cada vez mais pequenos e ao fragmento que não era possível partir mais chamavam “átomo”. A palavra “átomo” vem do grego antigo atomus que queria dizer “indivisível”. Os Gregos explicavam todas as transformações da Natureza a partir da existência de pequeníssimos corpúsculos indivisíveis em constante movimento, a que chamavam de átomos.
  • 3. Modelo atómico de Dalton (início do séc. XIX) Para Dalton o átomo era uma esfera indivisível e indestrutível. Foto de modelos originais de Dalton para representar átomos.
  • 5. Modelo atómico de Thomson, 1904 ( Modelo do “pudim de passas”) Thomson considerava o átomo como uma esfera de carga positiva na qual se encontravam dispersos os electrões, com carga negativa.
  • 7. Modelo atómico de Rutherford, 1911 (Modelo planetário) Para Rutherford, os átomos eram praticamente espaço vazio. Possuíam um núcleo muito pequeno em volta do qual se moviam os electrões a grandes velocidades.
  • 8. Modelo atómico de Bohr, 1913 (Modelo dos níveis de energia) Bohr completou o modelo de Rutherford com a seguinte ideia, os electrões movem-se em torno do núcleo, em órbitas circulares bem definidas. A cada órbita corresponde um nível de energia.
  • 9. Modelo atómico actual, Schrödinger 1926 (Modelo da nuvem electrónica) A probabilidade de encontrar um electrão é maior onde a nuvem electrónica é mais densa e menor onde a nuvem electrónica é menos densa.
  • 10. Evolução dos modelos atómicos ao longo dos tempos Resumo
  • 11. Constituição do átomo Zona central- Núcleo, no qual existem protões e neutrões e à volta do qual se movem os electrões a elevadíssima velocidade. - os protões têm carga eléctrica positiva; - os electrões têm carga eléctrica negativa; - os neutrões não têm carga eléctrica.
  • 12. Constituição do átomo -Os protões e os neutrões são constituídos por quarks que, de acordo com o conhecimento científico actual, são as verdadeiras partículas elementares. - Como o átomo é electricamente neutro o número de electrões de um átomo tem de ser igual ao número de protões existentes no seu núcleo. - Como o núcleo de qualquer átomo ocupa uma zona muito pequena, o tamanho de um átomo depende do tamanho da sua nuvem electrónica.
  • 13. Os electrões da nuvem electrónica dos átomos não têm todos a mesma energia – distribuem-se por níveis de energia. Cada nível só pode ter um determinado número de electrões. O nº máximo de electrões em cada nível de energia pode ser calculado pela seguinte expressão: 2n² onde n corresponde a 1, 2, 3, …, de acordo com o nível de energia.
  • 14. A distribuição electrónica indica o número de electrões que existe em cada nível de energia. Assim, por exemplo: - no primeiro nível de energia pode haver no máximo dois electrões; - no segundo nível de energia pode haver no máximo oito electrões; -no terceiro nível de energia o número máximo de electrões é dezoito. No entanto se este for o último nível a ser preenchido não poderá ter mais do que 8 electrões. Aos electrões localizados no último nível de energia de um átomo, designam-se electrões de valência. Os átomos são mais estáveis quando na sua distribuição electrónica existem 8 electrões de valência (ou 2 electrões de valência, no caso de só estar preenchido o primeiro nível de energia).
  • 15. Tamanho do átomo Como os átomos são muito pequenos, o raio atómico destes expressa-se frequentemente em picómetros , que é um submúltiplo do metro. 1 pm = 1×10-12 m. 0,000000000001 m Átomo Massa de um átomo (kg) Hidrogénio - 1 0,0000000000000000000000000016735 (1,6735 × 10-27) Carbono - 12 0,000000000000000000000000019926 (1,9926 × 10-26) Cloro - 35 0,000000000000000000000000058067 (5,8067 × 10-26)
  • 16. Massa atómica relativa Sendo a massa dos átomos também muito reduzida surgiu a necessidade de definir uma grandeza física , a massa atómica relativa, que se define à custa da comparação entre a massa de um átomo com um padrão, sendo este a duodécima parte da massa de um átomo de carbono 12. Sendo o padrão de 1/12 da massa deste átomo, o átomo terá que possuir uma massa 12 vezes superior ao padrão, então, a sua massa atómica relativa será de 12. Definição de massa atómica relativa (Ar) - grandeza física que indica o número de vezes que a massa do átomo é superior à massa de um padrão (1/12 da massa de um átomo de carbono 12) e como tal é adimensional.
  • 17. Questões Estrutura atómica 1. Refere a razão pela qual no modelo atómico actual se abandonou a ideia de órbita, para esta dar lugar à ideia de orbital. 2. A concepção que os cientistas têm sobre os átomos alterou-se ao longo dos tempos. A) Explica a que se deve esta mudança conceptual. B) Será que o modelo atómico actual será aceite para sempre?
  • 18. Questões Estrutura atómica 3. Classifica como verdadeiras ou falsas cada uma das seguintes afirmações. A) O número de protões de um átomo é igual ao número de electrões. B) A nuvem electrónica é responsável pela massa do átomo. C) Os protões encontram-se na nuvem electrónica do átomo. D) Os electrões encontram-se na nuvem electrónica de um átomo. E) Na nuvem electrónica existem partículas com carga positiva e partículas sem carga eléctrica.
  • 19. Questões Estrutura atómica 4. O raio de um átomo de cálcio necessário para a boa formação dos ossos é 3,48x10¯¹⁰ m. a) Qual o raio de um átomo de cálcio expresso em pm? b) Determina o diâmetro de um átomo de cálcio expresso em pm. c) Se um osso contiver cem milhões de átomos de cálcio, qual q medida do comprimento desses átomos (em unidades SI), se eles estivessem dispostos em fila.

Notas do Editor

  1. Em 1909, J.J. Thomson propôs o primeiro modelo atómico baseado na constituição dos átomos. Segundo este modelo, os átomos seriam esferas com uma distribuição uniforme de cargas eléctricas positivas e negativas. As partículas de carga eléctrica negativa, ou seja os electrões, seriam dotados de uma certa mobilidade, o que lhes permitiria oscilar em torno de posições de equilíbrio. Quando aos terminais de um tubo de descarga com um gás rarefeito no seu interior se estabelecia uma grande diferença de potencial, observa-se no seu interior uma fluorescência esverdeada. Thomson explicou q esta resultava de partículas cm carga eléctrica negativa provenientes do cátodo q chocava com o vidro - estas partículas foram designadas por electrões. Isto levou-o a imaginar q os átomos eram corpúsculos com carga positiva onde se encontravam dispersos os electrões com carga negativa em nº suficiente para q a carga global fosse nula. Surgiu assim o 1º modelo de átomo divisível.
  2. Em, 1911, Rutherford propôs um modelo atómico no qual a distribuição de cargas positivas e negativas não era uniforme e toda a carga positiva e a massa estavam concentradas num volume muito pequeno designado por núcleo e os electrões circulavam à volta deste núcleo a uma grande velocidade. Segundo este modelo o núcleo tem dimensões reduzidas e constitui a quase totalidade da massa do átomo, a distribuição de electrões é responsável pelas dimensões do átomo, o que explica porque é que a grande maioria das partículas que atravessam a folha de ouro sem chocar com nada e por isso não são deflectidas, e que cerca de 1 em 100 000 partículas α incide no núcleo sofrendo assim desvios.
  3. Actualmente está posto de parte o conceito de órbita para descrever a trajectória dos electrões. Os electrões movem-se a uma velocidade elevadíssima formando uma espécie de nuvem não uniforme: nuvem electrónica. O conceito de órbita está associado à trajectória do electrão e é possível conhecer com precisão a velocidade e a posição deste. O conceito de orbital define-se como sendo a região do espaço onde é mais provável encontrar o electrão.