1. Evolução dos Modelos Atômicos
Marilena Meira

2. Modelo grego
• Demócrito (460 a 370 a.C): “A matéria deve ser
formada por partículas indivisíveis, os átomos”.
(A = não ; tomo = parte).
ÁTOMO = não + divisível

3. Tales de Mileto
• O filósofo Tales de Mileto(640-546 a.C) fez algumas
experiências com âmbar e descobriu que este material
adquiri carga elétrica, quando é atritado com
tecidos, como seda e lã.
A palavra eletricidade é de origem
grega, elektron, que significa âmbar(resina
vegetal).

4. Benjamin Franklin
Benjamin Franklin em
1852 observou que
existem duas espécies
de cargas
elétricas, chamadas
por ele de carga
positiva e negativa.
•Cargas de sinais opostos
se atraem;
•Cargas de mesmo sinal se
repelem.

5. Modelo atômico de Dalton
John Dalton (químico inglês) propôs
o primeiro modelo atômico
científico, em 1807.
Propôs que qualquer espécie de John Dalton
matéria é formada de átomos. (1766-1844)
Para Dalton o átomo era
rígido, indivisível, indestrutível e tinha
uma forma esférica, semelhante a
uma bola de bilhar.

6. As bases para o modelo de Dalton
• Por volta de 1785, Antoine Laurent de
Lavoisier demonstrou que não há variação da massa
numa reação química: A massa dos produtos é igual à
soma das massas das substâncias reagentes.
• Em 1799, Joseph Louis Proust descobre a lei das
proporções definidas, a qual afirma que:
• Uma dada substância contém seus elementos
constituintes na mesma proporção.

7. Teoria de Dalton
• Qualquer espécie de matéria é formada por átomos. Os átomos são
minúsculas partículas, que não podem ser subdivididas nem
transformadas em outros átomos.
• Todos os átomos de um mesmo elemento são iguais em
massa, tamanho e em todas as suas propriedades, ou
seja, possuem a mesma identidade química.
• Átomos de elementos diferentes possuem propriedades químicas e
físicas diferentes.
• Um composto é constituído pela combinação de átomos de dois ou
mais elementos que se unem entre si em várias proporções
simples. Nessas combinações cada átomo guarda sua identidade
química.

8. A descoberta do elétron
O Experimento de Thomson: Em 1879, J. J. Thomson,
verificou a existência dos elétrons através dos raios
catódicos que são um feixe de partículas carregadas
negativamente que sofriam atração do pólo positivo de
um campo elétrico externo.

9. Descoberta do próton
• Em 1886, o físico alemão
Eugen Goldstein, observou
feixe luminoso no sentido
oposto aos dos
elétrons, portanto, esses
feixes deveriam ser carga
elétrica positiva.

10. Modelo atômico de Thomson
Em 1904, Thomson, propôs um
novo modelo.
Admitiu que o átomo era uma
esfera maciça de carga Joseph Thomson
positiva, estando os eletrons
(1856-1940)
dispersos no seu interior. (tal
como as passas num pudim).
Modelo do “ Pudim de passas”.

11. Modelo atômico de Rutherford
Obtenção de partículas alfa

12. Modelo atômico de Rutherford
Rutherford
(1871-1937)
1.A grande maioria dos raios α passou pela lâmina.
2. Foram poucos os raios α refletidos pela lâmina.
3. Pouquíssimos raios α passaram pela lâmina sofrendo desvio.

13. Modelo atômico de Rutherford
A maior parte do espaço do átomo é espaço
vazio.
No seu interior, existe uma pequena região
central positiva (núcleo).
No núcleo encontra-se a maior parte da massa
do átomo.
Os elétrons giram à volta do núcleo em órbitas
circulares.
Também conhecido como o modelo Planetário.

14. Descoberta do Nêutron
• James Chadwick (1932)
http://www.algosobre.com.br/quimica/descoberta-das-particulas-subatomicas.html

15. Propriedades das partículas sub-
atômicas
Partícula Massa (g) Carga Coulomb (C)
Elétron 9,109383. 10-28 -1 -1,602176.10-19
Próton 1,672622. 10-24 +1 +1,602176.10-19
Nêutron 1,674927. 10-24 0 0

16. Falha do modelo de Rutherford
• Bohr questionou o modelo de Rutherford: de acordo
com a Física Clássica uma partícula negativa ao redor
de outra positiva sofreria aceleração e perderia
energia.
• No caso do átomo o elétron adquiriria um movimento
espiralado e acabaria por se chocar com o núcleo.
• Mas, como não é o que acontece, Bohr estabeleceu
seus postulados para explicar que o elétron no átomo
pode possuir apenas certas quantidades restritas de
energia.

17. Espectro descontínuo dos elementos químicos
*Explicação do átomo
baseado na luz emitida
por alguns elementos
quando aquecidos.

18. Postulados de Bohr
• Em um átomo são permitidas ao elétron somente
algumas órbitas circulares, sendo que em cada uma ele
tem energia constante.
• A energia do elétron é quantizada ou seja, um elétron
não pode assumir qualquer valor de energia, mas
somente determinados valores (órbitas
permitidas), tendo assim determinados níveis de energia
ou camadas energéticas.
• Um elétron localizado numa dessas órbitas não perde
nem ganha energia espontaneamente.

19. Postulados de Bohr
• Um elétron pode receber energia de uma fonte externa
somente em unidades discretas denominadas fótons.
• Quando um elétron recebe um fóton de energia ele salta
para uma órbita mais energética realizando um salto
quântico e atingindo um estado excitado.
• Quando o elétron retorna a sua órbita ele perde energia
na forma de onda eletromagnética que corresponde à
diferença de energia existente entre as órbitas
envolvidas.

20. * O átomo é formado por um núcleo
e níveis de energia quantizada ( onde
estão os elétrons ), num total de
sete.

21. Modelo atômico de Bohr
Concebido, em 1913, por Bohr.
(físico dinamarquês)
O átomo possuí um núcleo central.
Niels Bohr
Os elétrons descrevem órbitas circulares em torno (1885-1962)
do núcleo.
Os elétrons só podem ocupar determinados níveis
de energia.
A cada órbita corresponde um valor de energia.

22. Modelo atômico de Sommerfeld
• Sommerfeld verificou que as raias estudadas por Bohr
eram na verdade um conjunto de raias finas.
• Sommerfeld concluiu então que um dado nível de
energia era constituído por subníveis de energia.

23. Evolução do modelo atômico
LOUIS DE BROGLIE: demonstrou matematicamente o
comportamento dualísta do elétron (partícula e onda).
Equação de De Broglie: λ = h
m.v
h = 6,626. 10-34 J.s

24. Evolução do modelo atômico
HEISEMBERG: demonstrou que é impossível determinar ao
mesmo tempo a posição e a velocidade do elétron (PRINCÍPIO
DA INCERTEZA).
OBS: desta forma os elétrons passam a ocupar
regiões, onde é máxima a probabilidade de estarem
(ORBITAIS)
Representação simbólica da nuvem eletrônica

25. Modelo atômico atual
O átomo possui um núcleo central de reduzidas dimensões e
uma nuvem eletrônica.
No núcleo encontram-se os prótons e os nêutrons.
Os elétrons encontram-se à volta do núcleo, na nuvem
eletrônica.
Regiões de máxima probabilidade de encontrar um elétron
são denominadas de orbitais.

26. Conceitos fundamentais
• Núcleo muito pequeno, contendo prótons e nêutrons;
• Elétrons em torno do núcleo em orbitais.
• Elétrons carregados negativamente;
• Prótons carregados positivamente;
• Nêutrons são neutros:
• Prótons e nêutrons possuem aproximadamente a mesma
massa: 1,67 X 10-27 kg
• Elétrons possuem massa muito menor: 9,11 X 10-31 kg

27. CONCEITOS SOBRE O ÁTOMO
Número Atômico (Z): quantidades de prótons.
Z=p=e
Número de Massa (A): a soma das partículas que constitui
o átomo.
A=Z+n+e
A=Z+n
REPRESENTAÇÃO DE UM ÁTOMO

28. DISTRIBUIÇÃO ELETRONICA EM ORBITAIS:
PRINCIPIO DA EXCLUSÃO DE PAULI: um orbital comporta no
máximo dois elétrons com spins contrários.
REGRA DE HUND: em um mesmo subnível os orbitais
são preenchidos de forma a obter o maior número
de elétrons desemparelhados.

29. DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA

30. d

31. Formas dos orbitais s e p

32. Formas dos orbitais d

33. Formas dos orbitais f

34. SEMELHANÇA ATÔMICA
ISÓTOPOS: mesmo número de prótons.
ISÓBAROS: mesmo número de massa.
ISÓTONOS: mesmo número de nêutrons.

35. ISOELETRONICOS: mesmo número de elétrons.
ÍONS: são átomos que ganharam ou perderam
elétrons

36. As partículas fundamentais do
átomo

37. As partículas fundamentais
Temos então um
total de 12
leptons, 36
quarks, 12
mediadores e uma
partícula de
Higgs, fazendo um
total de 61
partículas
elementares
fundamentais.

38. Prótons e nêutrons são formados
de quarks

39. Antimatéria não é ficção
• Cada partícula tem outra
equivalente com massa igual e
carga contrária.
• Elétron de carga negativa
Pósitron com carga positiva.
• Próton de carga positiva
Antipróton.
• Os cientista já conseguiram
aprisionar a antimatéria do
átomo de hidrogênio por 16
minutos

40. Matéria e antimatéria não
coexistem.
• Quando se encontram,
geram uma explosão que
transforma massa em
energia.
• A ciência acredita que
ambas existiam em
quantidades iguais quando
ocorreu o Big Bang, mas se
destruíram.
• Por alguma razão, sobrou
mais matéria - que se
moldou e formou planetas,
galáxias e estrelas

41. Opostos se destroem
• A explosão causada pelo
encontro da matéria e da
antimatéria gera raio gama -
que possui 10 mil vezes
mais energia que o raio
solar e o raio X.
• Só para ter uma ideia, 1 g
de antimatéria seria capaz
de abastecer a cidade de
São Paulo durante 24 horas
ou mover um carro por 10
mil Km.

42. Pósitron para detectar tumores
• A antimatéria já é utilizada em
exames médicos. Um exemplo
é o PET Scan - Pósitron
Emission Tomography -, que
utiliza antielétrons (pósitrons)
para detectar tumores
cancerígenos.

43. Grandezas químicas: Massa
atômica, massa molecular e mol

44. Unidade de Massa Atômica
(u ou u.m.a.)
• Para medir as massas dos átomos, os químicos
escolheram como padrão a massa de um átomo.
• Em 1962, durante o Congresso Internacional de
Química, foi escolhido o átomo de carbono 12 (12C), e a
unidade usada na medida das massas atômicas passou
a ser massa de 1/12 do átomo de carbono 12.
• Este padrão é chamado de unidade de massa
atômica.

45. Unidade de Massa Atômica
(u ou u.m.a.)
• O carbono 12 (6C12) apresenta 6 prótons e 6 nêutrons.
• Como a massa de um próton é praticamente igual a
massa de um nêutron, esse carbono é constituído por
12 unidades, praticamente iguais em massa, que
constituem sua massa total.
Assim, a unidade de massa atômica (u ou u.m.a.)
representa a massa de um próton ou de um nêutron:
1u ou 1u.m.a. = 1/12 do carbono 12

46. Massa atômica
• Massa atômica é a massa de um átomo expressa em
u ou u.m.a. Ela indica quantas vezes a massa do
átomo é maior que 1/12 da massa do carbono 12.
Assim, a massa atômica do carbono 12 é igual a 12u.
Por exemplo, quando dizemos que a massa do átomo
24Mg é igual a 24u, concluímos que:
Massa de um átomo de 24Mg = 24 x massa de 1/12 do
átomo de 12C.
Massa de um átomo de 24Mg = 2 x massa de um
átomo de 12C.

47. Massa atômica de um elemento
• Massa atômica de um elemento é a média
ponderada das massas atômicas de seus
isótopos constituintes.
Exemplo: o elemento químico cloro é
formado pelos isótopos:
17 Cl35 = 75% e 17 Cl37 = 25%
Massa atômica do elemento cloro =
[(35 x 75) + (37 x 25)] / 100 = 35,5u

48. Em grandezas sub-microscópicas
• Observe a massa atômica dos seguintes
elementos químicos:
He = 4u → massa de 1 átomo de hélio
•
C = 12u → massa de 1 átomo de carbono
Ca = 40u → massa de 1 átomo de cálcio

49. Em grandezas macroscópicas
• Consideremos os mesmos números, mas em uma
grandeza macroscópica. Experimentalmente os
químicos determinaram que a quantidade de átomos
presentes nos três casos é exatamente a mesma:
4g de He contém 6,02 x 1023 átomos de He
12g de C contém 6,02 x 1023 átomos de C
40g de Ca contém 6,02 x 1023 átomos de Ca
Assim como 12 unidades é uma quantidade chamada 1
dúzia, a quantidade 6,02 x 1023 unidades foi chamada
de 1 mol.

50. Conceito de mol de número de
Avogadro
Tanto em laboratório como, principalmente, em escala industrial, as reações
envolvem um grande número de moléculas.
Um mol é a quantia de substância que possui um número de unidades
fundamentais (átomos, moléculas ou outras partículas) igual ao número de
átomos presente em exatamente 12 g do isótopo de carbono 12.
Número de Avogadro: 6,023x1023.
No sistema SI, esta unidade é o gmol (mol)
1 mol = 6,023 x 1023 moléculas
Massa molar é a massa em gramas de 1 mol de átomos

51. Número de Avogadro
• Um mol de qualquer espécie química = 6,02 x 1023
entidades elementares da referida espécie química.
Por exemplo:
1 mol de átomos = 6,02 x 1023 átomos
1 mol de moléculas = 6,02 x 1023 moléculas
1 mol de íons = 6,02 x 1023 íons
O número 6,02 x 1023 é conhecido como constante de
Avogadro.

52. Massa molecular
• Massa molecular de uma substância é a massa da
molécula expressa em unidade de massa atômica (u).
• Numericamente, a massa molecular é igual a soma das
massas atômicas (encontradas na Tabela Periódica) de
todos os átomos constituintes da molécula.

53. Exemplo
• Exemplo: Calcular a massa molecular da água (H2O):
2H = 2 x 1 = 2u
1O = 1 x 16 = 16u
Somando as massas: 2u + 16u = 18u
Assim, a molécula da água tem massa molecular igual a 18u.
No caso de substâncias iônicas, o termo massa molecular
deve ser substituído por fórmula-massa (ou massa-
fórmula), pois não existe molécula de substância iônica.
• Entretanto, na prática costuma-se usar a expressão massa
molecular também nesses casos.

54. Massa molar
Massa molar é a massa contida em 1 mol (que contém
6,02 x 1023 unidades) de qualquer espécie química. A
unidade mais usada para a massa molar é g/mol ou g *
mol – 1.