Modelos atômicos

A MATÉRIA: PROPRIEDADES ELÉTRICAS,
ÁTOMOS E ELEMENTOS
Profª Shirley Correia

O âmbar é uma resina vegetal fóssil que
se eletriza por atrito
Fenômenos elétricos
 Quando dois corpos
de eletricidade de
mesmo sinal são
aproximados, eles se
repelem.
 Quando dois corpos
de eletricidade de
sinais diferentes são
aproximados, eles se
atraem.

Fenômenos elétricos
Ao tocar com as
mãos um gerador
de eletricidade, os
fios de cabelo da
garota se
repeliam, pois
adquiriram cargas
elétricas iguais.

ÁTOMOS
A matéria é formada por partículas
Os filósofos
Leucipo (480 a.C.-420
a.C.) e Demócrito (460
a.C. -370 a.C.) propuseram
que toda matéria é
constituída de partículas
extremamente pequenas
e indivisíveis, chamadas
átomos (do grego atomo,
a = negação,
tomo = divisível)

OS PRIMEIROS MODELOS ATÔMICOS
MODELO DE DALTON (1808)
John Dalton (1766-
1844) foi o químico e
físico inglês, que, a
partir de
experimentos sobre a
conservação das
massas nas
transformações
químicas, propôs que
o átomo era
indivisível.

MODELO DE DALTON (1808):
 Os átomos são pequenas esferas maciças,
indestrutíveis e indivisíveis.
 Um conjunto de átomos com a mesma massa e o
mesmo tamanho apresenta as mesmas
propriedades e constitui um elemento químico.
 Elementos químicos diferentes apresentam
átomos com massa, tamanhos e propriedades
diferentes.

Modelo de Dalton
 A combinação de átomos de elementos
diferentes, em diferentes proporções de
números inteiros, origina substâncias diferentes.
Ex.: a água (H2O) e água oxigenada (H2O2)
 Em uma reação química, os átomos não são
criados nem destruídos, são simplesmente
rearranjados, originando novas substâncias.
2 HgO ∆ 2 Hg + O2↑

Modelo de Dalton
A qual das fotografias a seguir o modelo de
Dalton poderia ser comparado?
I- Bola de futebol
II- Bola de pingue-pongue
III- Bola de boliche
IV- Bola de bilhar
V-Bola de tênis
Bola de bilhar

Modelo de Dalton
 Até 1808, quando Dalton propôs a teoria
atômica, eram conhecidos aproximadamente
50 elementos químicos.
 Por volta de 1810, o sueco Berzelius
organizou a notação química utilizada até
essa data, introduzindo como símbolo dos
elementos as iniciais de seus nomes antigos
(geralmente de origem latina).

Modelo de Dalton
 Os símbolos dos elementos até hoje são
constituídos por uma ou duas letras, sendo a
primeira sempre maiúscula e a segunda,
quando existir, sempre minúscula.
Ex.: Sódio (Na)
Potássio (K)
Hidrogênio (H)
Ouro (Au)
Cobre (Cu)

MODELO DE THOMSON (1897)
Joseph John Thomson (1856-1940) foi o físico
britânico que descobriu a existência dos
elétrons e que o átomo é divisível.

 Observa-se um feixe luminoso que sai do polo
negativo em direção ao polo positivo (linha
tracejada).
 Observa-se que o feixe luminoso é desviado pelo
campo elétrico, produzido por placas eletrizadas.

Experimento de Thomson

MODELO DE THOMSON (1897):
 Prova que os átomos não eram indivisíveis.
 Descobriu partículas subatômicas com carga
elétrica negativa e massa desprezível: os
elétrons, mergulhados em uma esfera
carregada positivamente.
 Propôs um novo modelo
denominado“ pudim de passas”.

Modelo de Thomson
Para Thomson, o átomo
é maciço e constituído por
um fluido com carga
positiva, no qual os elétrons
estão dispersos. Nesse
modelo, o total de cargas
negativas é igual ao total de
cargas positivas – átomo
eletricamente neutro.

Modelo de Thomson
 De acordo com o modelo atômico de
Thomson, onde se localizam os elétrons?
Os elétrons estão dispersos no fluido de carga
positiva.
 E qual a carga total do átomo?
A carga total do átomo é neutra porque o total
de cargas negativas é igual ao total de cargas
positivas.

MODELO DE RUTHERFORD (1904)
O físico neozelandês
Ernest Rutherford (1871-
1937) estudou a
radioatividade. Hoje sabemos
que a radioatividade é um
fenômeno que ocorre no
núcleo dos átomos. Apesar
de ser mais conhecido pela
criação de um novo modelo
atômico, Rutherford recebeu
o Prêmio Nobel de Química
em 1908 pelos seus trabalhos
com a radioatividade.

MODELO DE RUTHERFORD (1904)
 Descobre outra partícula subatômica com carga
positiva e massa 1836 maior que a do elétron, o
próton.
 O átomo não maciço, ele apresenta uma região
praticamente vazia, denominada eletrosfera.
 Existe uma região muito pequena, entre 10.000 e
100.000 vezes menor que o átomo, onde está
concentrada a massa, denominada núcleo.

MODELO DE RUTHERFORD
Experimento de Rutherford: Uma lâmina de ouro foi
bombardeada com partículas α (de carga elétrica
positiva).

 Grande parte das partículas α atravessou diretamente a
platina, sem sofrer desvios – o que indica o grande vazio que é
o átomo.
 Algumas poucas partículas (uma a cada 20000) foram
ligeiramente desviadas e refletidas – núcleo muito pequeno e
de carga positiva.

 Os elétrons movimentam-se ao redor do
núcleo.
De acordo com o modelo
de Rutherford, com 3
prótons (+) no núcleo e 3
elétrons (-) na eletrosfera,
permite perceber que
predomina o espaço vazio.

 Propôs um modelo semelhante ao Sistema Solar.

MODELO DE CLÁSSICO (1932)
 Após publicação do seu modelo, Rutherford
passou a admitir que deveriam existir no
núcleo partículas que serviriam para diminuir a
repulsão entre os prótons.
 Essas partículas foram denominadas nêutrons,
descobertas em 1932 pelo físico inglês James
Chadwick (1891-1974)

 A partir do conhecimento dessas partículas, de
suas cargas e suas massas, foi proposto um
novo modelo: o modelo clássico.
Representação de um átomo
eletricamente neutro (o número de
elétrons é igual ao número de
prótons), de acordo com o modelo
clássico. Os prótons e nêutrons
ocupam o núcleo e os elétrons
giram na eletrosfera, uma região
aproximadamente 10.000 vezes
maior do que o núcleo.

Partícula Massa relativa (u) Carga elétrica (u.c.e.)
Elétron 1/ 1836 ≈ 0 - 1
Próton 1 + 1
Nêutron 1 0
A tabela a seguir mostra as características das partículas
subatômicas estudadas.
u = unidade de massa atômica = 1,66 . 10 gramas
u.c.e. = unidade de carga elétrica = 1,6 . 10 coulomb
-24
-19
 Embora a massa do elétron seja desprezível, não se pode afirmar
que ele não tem massa.

MODELO DE RUTHERFORD E MODELO DE CLÁSSICO
 De acordo com esses modelos, qual o nome
das regiões do átomo?
O átomo é constituído de duas regiões: o núcleo e
a eletrosfera.
 Que partículas são encontradas nessas regiões?
No núcleo os prótons e os nêutrons; na
eletrosfera, os elétrons.
 Qual a carga de cada partícula?
O próton (+), o elétron (-) e o nêutron (sem carga).

ÁTOMOS E ELEMENTOS QUÍMICOS
ELEMENTO QUÍMICO
 Cada um dos tipos de átomos existentes na natureza
ou gerados artificialmente, é chamado elemento
químico.
 Cada um deles é identificado por um nome e um
símbolo formado por uma ou duas letras – a primeira é
sempre maiúscula e a segunda, quando houver,
sempre minúscula.
 O nome do elemento varia de idioma para idioma, mas
o símbolo é único para o mundo todo.
Prata – Ag (do latim argentum); Ouro – Au (do latim aurum).

ELEMENTO QUÍMICO
 Os elementos químicos conhecidos são
agrupados formando a chamada tabela
periódica.
 De acordo com a IUPAC ( União Internacional
de Química Pura e Aplicada), são
reconhecidos oficialmente 112 elementos
químicos, incluindo os naturais e os
artificiais.

NÚMERO ATÔMICO
 O elemento químico também pode ser identificado por um
número chamado número atômico.
 O número atômico de um elemento indica quantos prótons
existem no núcleo dos átomos desse elemento.
 É representado pela letra Z.
Ex.: O Z do hidrogênio é 1, indica que todos os átomos de
hidrogênio têm 1 próton no núcleo.
Número Atômico (Z): Z = prótons (sempre) = elétrons →
(átomos eletricamente neutros)

NÚMERO DE MASSA
 O número de massa é a soma do número de
prótons (Z) e de nêutrons (n) que formam o núcleo
de um átomo; é indicado pela letra A.
Número de massa (A):
A = Z + n ou A = p + n
Ex.: Um átomo de ferro, por exemplo, tem 26 prótons
e 30 nêutrons.
Então o seu número de massa é 56.

O número atômico e o número de massa
podem ser representados simultaneamente com
o símbolo do elemento em questão. A
convenção é a seguinte:
A = 12; p = 6; n = 6; e = 6
A = 37; p= 17; n = 20; e = 17

Considere os átomos genéricos A e B representados a seguir:
Identifique para cada um:
• o número atômico (Z):
Z = 12 / Z = 14
• o número de massa (A):
A = 28 / A = 28
• o número de prótons (p):
p = 12 / p = 14
• o número de elétrons (e):
e = 12 / e = 14
• e o número de nêutrons (n).
n = 16 / n = 14

ÍONS
 Os átomos têm capacidade de ganhar ou perder
elétrons, formando novos sistemas eletricamente
carregados, denominados íons.
 Íon: espécie química que apresenta o número de
prótons diferente do número de elétrons.
 Os átomos, ao ganhar ou perder elétrons, originam dois
tipos de íons:
íons positivos = cátions
íons negativos = ânions

ÍONS
 Há íons monovalentes, isto é, que possuem apenas uma
carga elétrica, e são representados como acabamos de
mostrar: Cl-, Na+.
 Existem também íons bivalentes ou divalentes (2 cargas),
trivalentes (3 cargas) e tetravalentes (4 cargas), que
podem ser representados de três formas diferentes.

MODELO DE Rutherford-Bohr (1913)
 Robert Bunsen (1811-1899) descobriu que Elementos diferentes,
submetidos à ação de uma chama, emitem luz com cores
diferentes.
 Cada cor de luz corresponde a uma certa quantidade de energia.

Modelo proposto por Niels Bohr relaciona a distribuição dos elétrons
na eletrosfera com sua energia
Postulados:
 Os elétrons descrevem órbitas circulares ao redor do núcleo.
 Cada uma dessas órbitas, chamadas níveis de energia, tem
energia constante. Os elétrons que estão situados em órbitas
mais afastadas do núcleo apresentam maior quantidade de
energia.
 Quando um elétron absorve certa quantidade de energia, salta
para um órbita mais energética. Ao retornar à sua órbita original,
libera a mesma quantidade de energia, na forma de onda
eletromagnética.
OS PRIMEIROS MODELOS ATÔMICOS MODELO
DE Rutherford-Bohr (1913)

MODELO DE Rutherford-Bohr

 Essas órbitas foram denominadas “níveis de energia”.
 Sete níveis de energia ou camadas, denominadas K, L, M,
N, O, P e Q.
 Em cada uma das camadas ou níveis de energia, pode
existir um número máximo de elétrons:
Nível 1 2 3 4 5 6 7
Camada K L M N O P Q
Nº máximo de
elétrons
2 8 18 32 32 18 8

Relação entre os elétrons e os diferentes níveis de energia

A DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA
Regras:
1ª) Os elétrons devem ser distribuídos de modo a
completar cada camada, iniciando-se pela camada K.
Caso o número de elétrons seja maior do que a
capacidade dessa camada, os elétrons restantes devem
ser distribuídos na camada seguinte, e assim
sucessivamente.
2ª) A última camada não pode ter mais do que 8 elétrons.
3ª) A penúltima camada não pode ter mais do 18
elétrons.

11Na
K = 2 L = 8 M = 1
A DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA

Referência bibliográfica
Ensino Fundamental – Manual do
professor (Química) – 9º Ano

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