O documento descreve a evolução dos modelos atômicos ao longo da história, começando com o primeiro modelo filosófico de Demócrito e Leucipo no século V a.C., passando pelas contribuições de Dalton, Thomson, Rutherford e Bohr até o desenvolvimento do modelo atômico moderno com a introdução dos números quânticos e conceitos como órbitas eletrônicas e níveis de energia.

2. Primeiro modelo atômico

3. Leucipo (450 a.C)
 Demócrito e Leucipo
 Viveu por volta de 450 a.C
 Ele dizia que a matéria podia ser dividida em
partículas cada vez menores , até chegar a um
limite.

4. Modelos atômicos
A origem da palavra átomo
A palavra átomo foi utilizada pela primeira vez na Grécia antiga, por
volta de 400 aC. Demócrito (um filósofo grego) acreditava que todo tipo
de matéria fosse formado por diminutas partículas que denominou
átomos (sem divisão). Acreditava-se que tais partículas representavam a
menor porção de matéria possível, ou seja, eram indivisíveis. Como esta
idéia não pôde ser comprovada por Demócrito e seus contemporâneos,
ela ficou conhecida como 1º modelo atômico, mas meramente filosófico.

5. Modelo Atômico

6. Modelo Atômico de Dalton
As idéias de Demócrito permaneceram inalteradas por
aproximadamente 2200 anos. Em 1808, Dalton retomou
estas idéias sob uma nova perspectiva: a experimentação.
Baseado em reações químicas e pesagens minuciosas, chegou à
conclusão de que os átomos realmente existiam e que possuíam algumas
características:
- Toda matéria é formada por diminutas partículas esféricas, maciças,
neutras e indivisíveis chamadas átomos.
- Existe um número finito de tipos de
átomos na natureza.
- A combinação de iguais ou diferentes
tipos de átomos originam os diferentes
materiais.

7. Modelo atômico da bola de
bilhar No seu modelo o átomo era uma esfera maciça;
 Indivisível
 Impenetrável
 Indestrutível
 Lembrando uma bola de bilhar.
Dalton e o modelo da bola de bilhar

8. Modelo Atômico de Thomson (1898)
Com a descoberta dos prótons e elétrons, Thomson propôs um
modelo de átomo no qual os elétrons e os prótons, estariam
uniformemente distribuídos, garantindo o equilíbrio elétrico entre as
cargas positiva dos prótons e negativa dos elétrons.

9. THONSON:
Pudim de ameixas.
* Conseguiu mostrar a existência de cargas
elétricas (positivas e negativas) em um átomo.

10. Modelo de Thompson
Pudim de Passas
1897: J. J. Thomson mede
a razão e/m (= 1.76 X
1011 C/kg), mostrando que
independe do material do
catodo e da voltagem usada
A mesma razão medida
para íons de hidrogênio
davam um valor cerca de
2000 vezes menor!

11. Modelo Atômico de Rutherford (1911)
Rutherford bombardeou uma fina lâmina de ouro (0,0001 mm) com
partículas "alfa" (núcleo de átomo de hélio: 2 prótons e 2 nêutrons), emitidas
pelo "polônio" (Po), contido num bloco de chumbo (Pb), provido de uma
abertura estreita, para dar passagem às partículas "alfa" por ele emitidas.
Envolvendo a lâmina de ouro (Au), foi colocada uma tela protetora revestida
de sulfeto de zinco (ZnS).

14. RUTHERFORD:
Sistema Planetário
*O átomo estaria dividido em duas
regiões:
Núcleo (prótons e nêutrons)
Eletrosfera (elétrons).

15. Modelo Atômico de Rutherford (1911)
Observando as cintilações na tela de ZnS, Rutherford verificou que
muitas partículas "alfa" atravessavam a lâmina de ouro, sem sofrerem
desvio, e poucas partículas "alfa" sofriam desvio. Como as partículas
"alfa" têm carga elétrica positiva, o desvio seria provocado por um
choque com outra carga positiva, isto é, com o núcleo do átomo,
constituído por prótons.

16. Experiência de Rutherford

17. Experiência de Rutherford

18. Modelo Atômico de Rutherford (1911)
Assim, o átomo seria um imenso vazio, no qual o núcleo ocuparia uma pequena
parte, enquanto que os elétrons o circundariam numa região negativa chamada
de eletrosfera, modificando assim, o modelo atômico proposto por Thomson.

19. Modelo de Bohr - 1913
Objetivo: explicar a fórmula
empírica de Balmer e o
modelo de Rutherford
1º Postulado: Bohr admitiu que, tanto a lei
de Coulomb como as leis de Newton são
ainda aplicáveis no domínio atômico. Assim
o elétron mover-se-á numa órbita circular
ao redor do núcleo sendo a força
central (+) a responsável pelo movimento;

20. 2º Postulado: postulado da quantificação das
órbitas
3º Postulado: nas órbitas permitidas não há
radiação de energia eletromagnética. Deste
modo a energia total do elétron permanece
constante e as orbitas são ditas estacionárias.

21. SUBNÍVEIS (s , p , d , f)

22. - 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.

23. 7 camadas = 7 níveis
Camadas K L M N O P Q
Níveis (n) 1 2 3 4 5 6 7
Máximo de
elétrons
por nível 2 8 18 32 32 18 2
Os elétrons não estão distribuídos ao acaso na eletrosfera.
Eles apresentam-se inseridos em um conjunto de camadas
ou níveis, que são formados por um conjunto de subníveis,
dispostos em ordem crescente de energia.

24. 2º postulado (de Niels Bohr) : Fornecendo energia (elétrica, térmica, ....) a um
átomo, um ou mais elétrons a absorvem e saltam para níveis mais afastados do
núcleo. Ao voltarem as suas órbitas originais, devolvem a energia recebida em
forma de luz (fenômeno observado, tomando como exemplo, uma barra de ferro
aquecida ao rubro).

25. 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.

26. A linha verde-azulada no espectro
atômico é causada por elétrons saltando
da quarta para a segunda órbita.
A linha azul no espectro atômico é
causada por elétrons saltando
da quinta para a segunda órbita
A linha violeta mais brilhante no espectro
atômico é causada por elétrons saltando
da sexta para a segunda órbita.

27. Teorias de Bohr

29. Teoria Quântica
De acordo com Max Planck (1900), quando uma partícula
passa de uma situação de maior energia para outra de menor
energia ou vice-versa, a energia é perdida ou recebida em
"pacotes" que recebe o nome de quanta(quantum é o singular
de quanta).
O quantum é o pacote fundamental de energia e é indivisível.
Cada tipo de energia tem o seu quantum.
A Teoria Quântica permitiu a identificação dos elétrons de
um determinado átomo, surgindo assim os "números
quânticos".

30. Princípio da incerteza de Heisenberg: é impossível determinar com
precisão a posição e a velocidade de um elétron num mesmo instante.
Orbital é a região onde é mais provável encontrar um életron

32. Órbitas:
1circular e as demais elípticas

33. - Modelo Atômico de Sommerfeld (1916)
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 .

34. 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

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

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

37. Átomos

38. Átomos

39. Átomos

40. Vídeo Aula

41. Trabalho atomistas