O documento discute a evolução do modelo atômico desde os gregos antigos até Bohr. Aborda as ideias de Demócrito, Dalton, Thomson, Rutherford e Bohr sobre a estrutura atômica.

1. Atomistas Gregos:
A matéria é formada
por átomos e vazio
“Existem alhures dispersas outras massas
de átomos como esta que o éter cobre com
ciumenta vigilância.
Não é maravilha que onde a matéria está
pronta, onde está aberto o espaço aí novas
coisas se formem.”
Demócrito:
Lucrécio in “De rerun natura” Sec II dC
átomos diferentes,
formas diferentes!

2. John Dalton
A noção de PESO
(MASSA) ATÔMICO
Átomos iguais,
massas iguais.
A matéria é
descontínua:
Átomos e vazio!

3. Para Dalton as Leis Ponderais eram
evidências empíricas da noção atômica.
Lei de Lavoisier: Massa dos reagentes = Massa dos produtos
Conservação da massa
Hidrogênio reage com Oxigênio produzindo Água
1,0 g 8,0 g 9,0 g
5,0 g 40,0 g 45,0 g
Para Dalton a massa se conserva devido que os átomos que
estão nos reagentes são os mesmos que estão nos produtos!
Uma reação pode ser entendida como um rearranjo de átomos

4. Para Dalton as Leis Ponderais eram
evidências empíricas da noção atômica.
Lei de Proust:
Proporção constante (fixa) entre massas de reagentes e produtos
Lei das proporções constantes
Hidrogênio reage com Oxigênio produzindo Água
1,0 g 8,0 g 9,0 g
5,0 g 40,0 g 45,0 g
Para Dalton a massa do oxigênio deve ser 8 vezes a massa do
hidrogênio, o que permite compreender a proporção constante.
1ª Tabela de massa atômica

5. 1. Hidrogênio 1
2. Nitrogênio 5
3. Carbono 5
4. Oxigênio 7
5. Fósforo 9
6. Enxofre 13
7. Magnésio 20
8. Calcio 23
9. Sódio 28
10. Potássio 42
11. Ferro 38
12. Zinco 56
13. Cobre 56
95
14. Prata

6. PONTOS DE EBULIÇÃO
CINCO SUBSTÂNCIAS ISOELETRÔNICAS
E HIDRETOS DO GRUPO VIA
Ponto de Ebulição (K)
400 HO
2
300
HF
H Te
2
200 NH H Se
3 HS 2
2
100 CH
4
Ne
10 16 20 40 60
nº total de elétrons

7. Novas descobertas feitas nessa época, principalmente sobre a
natureza elétrica da matéria, a eletrização, a pilha de Volta, a condução
de corrente elétrica, as descargas elétricas em gases levaram a
necessidade de aprimorar o modelo atômico de Dalton.

8. Modelo de Thomson
No final do sec XIX, em 1897, tendo demonstrado que os elétrons eram comuns a
todas as substâncias, e que possuíam carga negativa e massa extremamente
pequena, a imaginação desse cientista o levou a concluir que o átomo seria
constituído, também, por cargas positivas e massa consideravelmente maior do que a
do elétron. Só assim seria possível justificar a neutralidade elétrica da matéria. Com
esse raciocínio ele propôs um modelo no qual o átomo seria como uma bola de
massa uniforme de carga positiva, com elétrons distribuídos, tal como passas
em um bolo. Este modelo ficou conhecido como “pudim de passas”.
O átomo
é divisível!
Elétron com MHS
Freqüência própria

9. A descoberta da radioatividade e o estudo das suas características,
isto é, as emissões alfa, beta e gama, levaram aos cientistas a
relacionarem com possíveis características atômicas.
Marie Curie

10. Experimento do espalhamento de partículas α

11. MODELO NUCLEAR DE RUTHERFORD
A conclusão tirada por Rutherford a partir dessas observações era de que
esse “obstáculo” que produzia os grandes desvios na trajetória das
partículas alfa deveria corresponder a uma região central no átomo, muito
pequena e de grande concentração de matéria carregada positivamente. A
essa região central ele chamou de núcleo. A maior parte do espaço, em
volta desse núcleo, era praticamente vazia, onde orbitariam os elétrons, de
carga negativa e massa desprezível. Por essa região “vazia” a maioria da
partículas alfa passava como se a lâmina de ouro não existisse.
Núcleo
As conclusões de Rutherford
conduziram ao modelo planetário do
átomo, no qual os elétrons descrevem
um movimento ao redor do núcleo Elétrons
assim como os planetas se movem ao
redor do Sol. Átomo nuclear de Rutherford

12. O fenômeno que o modelo de Rutherford não explicava:
O espectro descontínuo!

13. •Espectroscópio de caixa de fósforo
Material
Uma caixa de fósforos das grandes,
Um CD (compact-disc o CD-rom) não mais utilizado.
Pegue seu espectroscópio e oriente-o
para a luz proveniente, por exemplo,
de uma lâmpada incandescente
comum. O que você observa?
Experimente agora com uma lâmpada
fluorescente. Que diferença você pode
observar?
Experimente agora observar o
espectro solar (espectro de absorção).
Tome cuidado para não focalizar
diretamente o Sol. Procure identificar
com cuidado as linhas mais
características.
Você poderá também observar os
espectros de emissão de algumas
lâmpadas para iluminação pública
(branca, de mercúrio, de sódio etc.) e
aquele de alguns anúncios luminosos
(gás néon etc.).
No laboratório de Química, seu
professor poderá 'queimar' pedaços de
cobre, zinco, alumínio etc. ou sais
sobre o bico de Bunsen; as luzes
http://www.feiradeciencias.com.br/sala09/09_21.asp emitidas poderão ser observadas e
analisadas com seu espectroscópio.

14. O modelo de Bohr se baseia nos seguintes postulados:
1.O elétron gira em torno do núcleo em órbitas circulares de energia
constante (estados estacionários), também chamadas camadas ou níveis
energéticos.
2.Por absorção de uma quantidade suficiente de energia, o elétron
pode passar para uma nova órbita mais afastada do núcleo.
3.Por emissão desta energia absorvida o elétron poderá retornar a uma
órbita mais próxima do núcleo (menor energia), mas nunca abaixo de sua
órbita de origem (estado fundamental)
4.As diferenças de energia entre as várias órbitas correspondem às
energias da luz associadas às linhas espectrais emitidas pelo átomo.
O elétron ao receber energia
suficiente “pula” de camada.
O elétron ao retornar á
sua camada libera energia
na forma de “luz”.