O documento descreve a evolução do modelo atômico desde a antiguidade até os modelos atômicos modernos, cobrindo as contribuições de Dalton, Thomson, Rutherford, Bohr, Schrödinger e o modelo atual da nuvem eletrônica. Destaca os principais pontos de cada modelo e conceitos como número atômico, massa atômica, estrutura eletrônica e tabela periódica.

1. Evolução do Modelo Atómico
Trabalho feito por:
Pedro Oliveira N 22
Paulo Gonçalo N 21

2. A Matéria
A primeira ideia sobre a matéria foi que se
dividíssemos sempre a meio chegaríamos a um
ponto em que seria impossível dividi-la mais. A
essa estrutura básica da matéria deu-se o
nome de átomo ( significa indivisível em
grego).
 E para justificarem a variabilidade de materiais
existentes no mundo criaram 4 elementos: ar,
terra, fogo e água. Mas Demócrito deparou-se
com o problema do que é feita as estrelas,
então ele inventou o 5º elemento que é o éter
que é o constituinte que aparece puro na alma
e na ambrósia ( bebida dos deuses gregos).
 ( Demócrito afirmou que as estrelas seria uma
mistura de fogo e éter)


3. Alquimia
A partir desse pensamento dos 5
elementos criou-se a alquimia.
 Consiste numa Ciência de
combinar os elementos e criar
novos materiais.
 A Alquimia combina
conhecimentos de Química, Física,
Magia, Antropologia, Astrologia,
Filosofia, Metalurgia, Matemática,
Misticismo e Religião.


4. Modelo de John Dalton

Só em 1803 John Dalton ( químico, físico e meteorologista
(usando alquimia)) criou a primeira teoria atómica moderna.
Ele afirmou no seu 1º livro Absorption of Gases by Water and
Other Liquids que:
◦ Átomos de elementos diferentes possuem propriedades diferentes
entre si.
◦ Átomos de um mesmo elemento possuem propriedades iguais e
de peso invariável.
◦ Átomo é a menor porção da matéria, e são esferas maciças e
indivisíveis.
◦ Nas reações químicas, os átomos permanecem inalterados.
◦ Na formação dos compostos, os átomos entram
em proporções numéricas fixas 1:1, 1:2, 1:3, 2:3, 2:5 etc.
◦ O peso total de um composto é igual à soma dos pesos dos átomos dos
elementos que o constituem.

5. Em 1808, ele acrescentou num
pequeno caderno que o átomo
é uma minúscula esfera sólida,
impenetrável, indestrutível,
indivisível e sem carga.
 E que todos os átomos de um
mesmo elemento químico são
idênticos. Seu modelo atómico
foi chamado de Modelo Atómico
da bola de bilhar.
 Ele também aumentou o nº de
elementos químicos para 20.


Dois anos depois ele juntou toda a
sua teoria atómica no livro New
System of Chemical Philosophy e
adicionou que:
 Existe apenas um número
pequeno e limitado de
elementos diferentes na
natureza
 Reunindo átomos iguais ou
diferentes nas variadas
proporções, podemos formar
todas as matérias do universo
conhecidas

6. Modelo de Joseph John Thomson

Em 1897, Joseph Thomson descobriu
que os átomos não eram apenas umas
esferas mas que tinha umas partículas
inferiores ao átomo de hidrogénio,
posteriormente chamou-as de
corpúsculos com carga negativa e a
esfera com carga positiva, e acreditava
que era impossível dividir o núcleo dos
corpúsculos sem que ocorra uma fissão
nuclear no átomo e com isso faça que
cause uma enorme libertação de
energia. Demonstrou a existência
daqueles corpúsculos nos raios
catódicos disparados na ampola de
crookes (um tubo que continha vácuo),
depois da passagem da corrente
eléctrica, conseguiu também
determinar a carga e a massa do
electrão através do seu desvio.

7. Modelo de Ernest Rutherford

Ernest Rutherford estudou durante 3
anos o comportamento dos raios-X
emitidos pelo elemento Urânio. Esta foi
base experimental do modelo atómico
do chamado átomo nucleado onde
electrões orbitavam em torno de um
núcleo (todos no mesmo nível e com a
mesma energia). Durante suas pesquisas
Rutherford observou que para cada
10.000 partículas alfa aceleradas
incidindo numa lâmina de ouro, apenas
uma reflectia ou se desviava de
sua trajectória. A conclusão foi que o
raio de um átomo poderia ser em torno
de 10.000 vezes maior que o raio de seu
núcleo. Este modelo é conhecido por
modelo atómico planetário devido à
semelhança com o sistema solar.

8. Modelo de Niels Bohr
Bohr encontrou uma falha no modelo de
Rutherford: com o movimento dos
electrões com carga negativa, nível
energético igual , este movimento gera
uma perda de energia devido a emissão
de radiação constante. Num dado
momento, os electrões vão se aproximar
do núcleo num movimento em espiral
e cair sobre si.
 Bohr corrigiu isso fazendo um modelo
com electrões a circular sobre uma orbita
especifica e cada orbita requeria um nível
energético diferente. Ele descobriu que
as propriedades químicas dum elemento
é dado pela orbita mais externa.


9. Modelo de Erwin Schrödinger, Louis
Victor de Broglie e Werner Heisenberg


Erwin, Louis, Broglie e Werner
reunindo todos os conhecimentos dos
antecessores e das mentes da altura
criaram um novo modelo atómico, ao
contrário dos antecessores gregos e
outros o átomo deixa de ser
impossível de dividir, corrigiu Bohr
substituindo a ideia dos electrões
andam em orbitas bem definidas, pelo
conceito de probabilidade de se
encontrar num instante
qualquer electrão numa determinada
região do espaço.
Brouglie pôs a hipótese que qualquer
corpúsculo atómico pode comportar-se
como uma partícula ou como uma
onda.

10. 

Heinsenberg foi quem
demonstrou porque é
impossível determinar
ao mesmo tempo a
posição e a energia
de um electrão e
formulou o Princípio
da Incerteza de
Heinsenberg,
Eles criaram também
o ramo da Mecânica
Ondulatória.

11. Modelo da Nuvem Electrónica


Este é o modelo actualmente aceite.
Actualmente sabemos que existe
três tipos de partículas:
◦ Neutrões (carga neutra, andam no
núcleo e têm massa significativa) ( que
com a colisão com outro neutrão pode
partir-se em 2 protões, 2 electrões e 2
neutrinos);
◦ Electrões (carga negativa, anda
velozmente à volta do núcleo mais
vezes perto do núcleo que longe do
núcleo formando uma nuvem
electrónica e têm massa quase nula)
◦ Protões (carga positiva, encontram-se
no núcleo e têm massa significativa)

12. 
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Todos átomos são electricamente neutros visto que têm o mesmo
nº de electrões e protões;
Sabemos que os neutrões e protões podem ser divididos em
quarks, partículas elementares que se pensam que não se podem
dividir existe 6 tipos de quarks: up, down, estranho ( ou strange),
charme ( ou charm) e bottom.
Conhecemos a existência de anti-matéria que é totalmente o
contrário da matéria mas semelhantes.
Não há 2 elementos com o nº de protões iguais
Os átomos podem ganhar ou perder electrões formando assim iões
O deslocamento do electrões pode produzir electricidade
Dois átomos do mesmo elemento podem ter nº diferente de
neutrões sendo isótopos dum elemento.
Os núcleos ao partir libertam enormes quantidades de energia
sobre a forma de radiações e formam elementos diferentes
Átomos podem ligar-se a outros átomos para formar moléculas.

13. Tabela Periódica

Foi criada uma tabela periódica que
organiza todos os elementos por períodos
e grupos usando o nº atómico, estrutura
electrónica e o nº de átomos de valência.

14. Características dum elemento

Os elementos podem ser definidos pelo:
◦ Nº Atómico – dado pelo nº de protões;
◦ Nº de Massa Relativa – dada pelo nº de nucleões por ser relativo
à massa do átomo de Carbono-12 que tem 6 protões e 6
neutrões
◦ Nº de electrões de valência - nº de electrões no último nível que
dão o comportamento químico do elemento
◦ Esquema Electrónico - dado pelo nº de electrões em cada nível (
cujo cada nível só suporta um nº limitado de electrões (1º
aguenta apenas 2 electrões, o 2º 8, 3º e o 4º18, o 5º 32, o 6º 18
electrões, o 7º possui no máximo 8 electrões)
 É dado a cada nível é dominado por ordem do interior para o
exterior K, L, M, N, O, P e Q.
◦ Números Quânticos - (1º parte da Apresentação)