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ESTRUTURA
ATÔMICA
Prof. Ana Beatriz Cargnin
MODELOS ATÔMICOS
Foi na Grécia, no século V a.C, que surgiram as primeiras tentativas de se
entender os fenômenos da natureza, desvinculadas de forças sobrenaturais
ou religiosas.
 Empédocles, um filósofo grego,
idealizou a explicação da constituição da
matéria. Para ele a matéria era
constituída por quatro elementos
primários: o fogo, o ar, a água e a terra.
 Tais elementos sofriam constantes
mudanças, porém, eram indestrutíveis.
Por volta de 400 a.C., os filósofos Leucipo e Demócrito
divulgaram que a matéria seria formada por pequenas
partículas indivisíveis que seriam: os átomos.
A alquimia foi muito importante para o
desenvolvimento da química. Os
alquimistas criaram equipamentos de
laboratório e desenvolveram várias
metodologias para a obtenção de metais,
na produção de papiros, sabões e de
funções inorgânicas como: o ácido
sulfúrico, o ácido nítrico, o hidróxido de
sódio e o hidróxido de potássio.
Atualmente, com o avanço da tecnologia,
podemos comparar os químicos com os
antigos alquimistas.
Demócrito
MODELOS ATÔMICOS
•Foi nos séculos XVIII e XIX, que os cientistas definiram teorias para explicar
a constituição microscópica da matéria.
•Com estes estudos, os químicos conseguiram explicar as razões das
combinações entre os elementos químicos na formação de novos compostos.
•Demócrito e Leucipo, ambos filósofos gregos, acreditavam que a matéria era
constituída por pequenas partículas indivisíveis, os átomos. Em 1808, John
Dalton, retornou essa ideia através de sua teoria atômica, sugerindo que os
átomos eram esferas maciças (rígidas) e indivisíveis.
•Modelo atômico é uma representação gráfica que procura explicar, de
maneira científica, os fenômenos relacionados à composição da matéria e
suas formas.
MODELO ATÔMICO DE JOHN DALTON
John Dalton (1766 – 1844) propôs em meados de 1800, o modelo
conhecido como Teoria Atômica de Dalton
1 A matéria é constituída por pequenas
partículas esféricas maciças e indivisíveis,
denominadas átomos.
2 Elemento químico é a junção de átomos
com a mesma massa, tamanho e as mesmas
propriedades.
3 Elementos químicos diferentes possuem
propriedades diferentes, tais como tamanho
e massa.
4 A combinação de átomos de elementos
diferentes, forma substâncias diferentes.
5 Durante uma reação química os átomos
não são criados, nem destruídos, são
reorganizados, formando novas substâncias.
REPRESENTAÇÃO DO MODELO ATÔMICO DE DALTON
– “BOLA DE BILHAR”
Átomo
MODELO ATÔMICO DE JOSEPH JOHN
THOMSON
Joseph John Thomson (1856-1940), no final de 1800, conseguiu demonstrar que o
átomo não era divisível, utilizando uma aparelhagem denominada tubo de raios
catódicos.
• Os raios eram partículas (corpúsculos)
menores que os átomos.
• Os raios apresentavam carga elétrica
negativa, denominados elétrons.
• O átomo era uma esfera maciça,
positiva incrustada de elétrons (carga
negativa), de modo que a carga total
fosse nula.
Em sua totalidade, o átomo seria
eletricamente neutro.
REPRESENTAÇÃO DO MODELO ATÔMICO DE
THOMSON – “PUDIM DE PASSAS”
Átomo
MODELO ATÔMICO DE ERNEST
RUTHERFORD
Ernest Rutherford (1871 – 1937) em 1904, ao realizar um experimento com gás
hidrogênio (H2) detectou a presença de partículas com cargas elétricas positivas ainda
menores, as quais ele denominou prótons (p).
• A massa de um próton é aproximadamente
1836 vezes maior que a de um elétron.
• Ele propôs que o átomo seria constituído
no centro, por um núcleo positivo que
continha a massa e os nêutrons do átomo. A
região fora do núcleo, chamada de
eletrosfera, deveria ser ocupada pelos
elétrons de carga negativa, orbitando ao
redor do núcleo.
• Os nêutrons (n) foram descobertos em 1932
por Chadwick, durante suas experiências
radioativas. Essas partículas apresentam
massa próxima à dos prótons, porém são
nulas, ou seja, não apresentam carga
elétrica.
MODELO PLANETÁRIO
Átomo
MODELO ATÔMICO DE NIELS BOHR –
TEORIA ATÔMICA ATUAL
Niels Bohr (1885 – 1962) desenvolveu um modelo atômico partindo dos seguintes
postulados:
1 Os elétrons movimentam-se em órbitas circulares ao redor do núcleo do átomo.
2 Cada órbita possui energia constante, estacionária. Os elétrons que estiverem nas
órbitas mais afastadas do núcleo serão mais energéticos.
3 Absorvendo certa quantidade de energia o elétron salta para uma órbita mais
energética. Voltando à sua órbita original, perde a mesma quantidade de energia, na
forma de luz (ondas eletromagnéticas).
4 O núcleo é positivo e as órbitas são regiões específicas disponíveis para acomodar os
elétrons, de carga negativa, as chamadas camadas eletrônicas ou níveis de energia.
5 Cada camada eletrônica ou nível de energia foi representado por uma letra: K, L, M,
N, O, P e Q, recebendo um número quântico principal (n): 1, 2, 3, 4, 5, 6 e 7,
respectivamente.
Cada camada eletrônica ou nível de energia comporta um número máximo de
elétrons.
ESQUEMA FIGURATIVO DO ÁTOMO DE BOHR
Obs.: A camada eletrônica ou nível de energia mais afastada do núcleo é a mais energética
e
recebe o nome de Camada de Valência.
Íons
Os elementos químicos apresentam a tendência de perder ou ganhar elétrons para
se estabilizar quimicamente, ou seja, alcançar os oito elétrons na camada de
valência, tal estabilidade é explicada pela regra do octeto.
Quando um elemento químico perde ou ganha elétrons ele se torna uma espécie
química carregada eletricamente chamada de íon.
• CÁTIONS: são íons que doam
(perdem) elétrons, desta forma
adquirem carga positiva. Exemplo:
Na+1
, Ca+2
, Al+3
etc.
• ÂNIONS: são íons que ganham
(recebem) elétrons, desta forma
adquirem carga negativa. Exemplo: N-
3
, O-2
, F-1
etc.
Todo elemento apresenta um
número atômico (Z), um número de
massa atômica (A) e um número de
nêutrons (n).
Para verificar estas informações, basta
consultar uma Tabela Periódica, contudo o
número de nêutrons deve ser calculado
através da fórmula a seguir:
n = A – Z
Lembrando:
n = número de nêutrons
A = número de massa atômica
Z = número atômico
Exemplo:
17 Cl 35,5
n = A – Z
n = 35,5 – 17
n = 18,5
Assim, o valor de massa atômica é a soma
do número atômico com o número de
nêutrons.
A = Z + n
Número Atômico (Z)
SEMELHANÇAS ATÔMICAS
ISÓTOPOS: São átomos de um mesmo elemento químico que apresentam o
mesmo número atômico (Z) e diferentes números de massa de massa atômica (A).
Ex.: 12Mg24
12Mg25
12Mg26
ISÓBAROS: São átomos que apresentam o mesmo número de massa atômica (A)
e diferente número atômico (Z), logo, pertencem a elementos químicos diferentes.
Ex.: 18 Ar40
(Argônio) e 20Ca40
(Cálcio)
ISÓTONOS: São átomos de diferentes elementos químicos com números atômicos
(Z) e números de massas atômicas (A) diferentes, porém, com mesmo número de
nêutrons, sendo: n = A –Z
Ex.: 7N14
14 – 7 = 7 nêutrons
6C13
13 – 6 = 7 nêutrons
ISOELETRÔNICOS: São espécies químicas diferentes que apresentam o mesmo
número de elétrons. Tais espécies englobam os íons, cátions e ânions, e os
elementos químicos.

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Átomo

  • 2. MODELOS ATÔMICOS Foi na Grécia, no século V a.C, que surgiram as primeiras tentativas de se entender os fenômenos da natureza, desvinculadas de forças sobrenaturais ou religiosas.  Empédocles, um filósofo grego, idealizou a explicação da constituição da matéria. Para ele a matéria era constituída por quatro elementos primários: o fogo, o ar, a água e a terra.  Tais elementos sofriam constantes mudanças, porém, eram indestrutíveis.
  • 3. Por volta de 400 a.C., os filósofos Leucipo e Demócrito divulgaram que a matéria seria formada por pequenas partículas indivisíveis que seriam: os átomos. A alquimia foi muito importante para o desenvolvimento da química. Os alquimistas criaram equipamentos de laboratório e desenvolveram várias metodologias para a obtenção de metais, na produção de papiros, sabões e de funções inorgânicas como: o ácido sulfúrico, o ácido nítrico, o hidróxido de sódio e o hidróxido de potássio. Atualmente, com o avanço da tecnologia, podemos comparar os químicos com os antigos alquimistas. Demócrito
  • 4. MODELOS ATÔMICOS •Foi nos séculos XVIII e XIX, que os cientistas definiram teorias para explicar a constituição microscópica da matéria. •Com estes estudos, os químicos conseguiram explicar as razões das combinações entre os elementos químicos na formação de novos compostos. •Demócrito e Leucipo, ambos filósofos gregos, acreditavam que a matéria era constituída por pequenas partículas indivisíveis, os átomos. Em 1808, John Dalton, retornou essa ideia através de sua teoria atômica, sugerindo que os átomos eram esferas maciças (rígidas) e indivisíveis. •Modelo atômico é uma representação gráfica que procura explicar, de maneira científica, os fenômenos relacionados à composição da matéria e suas formas.
  • 5. MODELO ATÔMICO DE JOHN DALTON John Dalton (1766 – 1844) propôs em meados de 1800, o modelo conhecido como Teoria Atômica de Dalton 1 A matéria é constituída por pequenas partículas esféricas maciças e indivisíveis, denominadas átomos. 2 Elemento químico é a junção de átomos com a mesma massa, tamanho e as mesmas propriedades. 3 Elementos químicos diferentes possuem propriedades diferentes, tais como tamanho e massa. 4 A combinação de átomos de elementos diferentes, forma substâncias diferentes. 5 Durante uma reação química os átomos não são criados, nem destruídos, são reorganizados, formando novas substâncias. REPRESENTAÇÃO DO MODELO ATÔMICO DE DALTON – “BOLA DE BILHAR”
  • 7. MODELO ATÔMICO DE JOSEPH JOHN THOMSON Joseph John Thomson (1856-1940), no final de 1800, conseguiu demonstrar que o átomo não era divisível, utilizando uma aparelhagem denominada tubo de raios catódicos. • Os raios eram partículas (corpúsculos) menores que os átomos. • Os raios apresentavam carga elétrica negativa, denominados elétrons. • O átomo era uma esfera maciça, positiva incrustada de elétrons (carga negativa), de modo que a carga total fosse nula. Em sua totalidade, o átomo seria eletricamente neutro. REPRESENTAÇÃO DO MODELO ATÔMICO DE THOMSON – “PUDIM DE PASSAS”
  • 9. MODELO ATÔMICO DE ERNEST RUTHERFORD Ernest Rutherford (1871 – 1937) em 1904, ao realizar um experimento com gás hidrogênio (H2) detectou a presença de partículas com cargas elétricas positivas ainda menores, as quais ele denominou prótons (p). • A massa de um próton é aproximadamente 1836 vezes maior que a de um elétron. • Ele propôs que o átomo seria constituído no centro, por um núcleo positivo que continha a massa e os nêutrons do átomo. A região fora do núcleo, chamada de eletrosfera, deveria ser ocupada pelos elétrons de carga negativa, orbitando ao redor do núcleo. • Os nêutrons (n) foram descobertos em 1932 por Chadwick, durante suas experiências radioativas. Essas partículas apresentam massa próxima à dos prótons, porém são nulas, ou seja, não apresentam carga elétrica. MODELO PLANETÁRIO
  • 11. MODELO ATÔMICO DE NIELS BOHR – TEORIA ATÔMICA ATUAL Niels Bohr (1885 – 1962) desenvolveu um modelo atômico partindo dos seguintes postulados: 1 Os elétrons movimentam-se em órbitas circulares ao redor do núcleo do átomo. 2 Cada órbita possui energia constante, estacionária. Os elétrons que estiverem nas órbitas mais afastadas do núcleo serão mais energéticos. 3 Absorvendo certa quantidade de energia o elétron salta para uma órbita mais energética. Voltando à sua órbita original, perde a mesma quantidade de energia, na forma de luz (ondas eletromagnéticas). 4 O núcleo é positivo e as órbitas são regiões específicas disponíveis para acomodar os elétrons, de carga negativa, as chamadas camadas eletrônicas ou níveis de energia. 5 Cada camada eletrônica ou nível de energia foi representado por uma letra: K, L, M, N, O, P e Q, recebendo um número quântico principal (n): 1, 2, 3, 4, 5, 6 e 7, respectivamente. Cada camada eletrônica ou nível de energia comporta um número máximo de elétrons.
  • 12. ESQUEMA FIGURATIVO DO ÁTOMO DE BOHR Obs.: A camada eletrônica ou nível de energia mais afastada do núcleo é a mais energética e recebe o nome de Camada de Valência.
  • 13. Íons Os elementos químicos apresentam a tendência de perder ou ganhar elétrons para se estabilizar quimicamente, ou seja, alcançar os oito elétrons na camada de valência, tal estabilidade é explicada pela regra do octeto. Quando um elemento químico perde ou ganha elétrons ele se torna uma espécie química carregada eletricamente chamada de íon. • CÁTIONS: são íons que doam (perdem) elétrons, desta forma adquirem carga positiva. Exemplo: Na+1 , Ca+2 , Al+3 etc. • ÂNIONS: são íons que ganham (recebem) elétrons, desta forma adquirem carga negativa. Exemplo: N- 3 , O-2 , F-1 etc.
  • 14. Todo elemento apresenta um número atômico (Z), um número de massa atômica (A) e um número de nêutrons (n). Para verificar estas informações, basta consultar uma Tabela Periódica, contudo o número de nêutrons deve ser calculado através da fórmula a seguir: n = A – Z Lembrando: n = número de nêutrons A = número de massa atômica Z = número atômico Exemplo: 17 Cl 35,5 n = A – Z n = 35,5 – 17 n = 18,5 Assim, o valor de massa atômica é a soma do número atômico com o número de nêutrons. A = Z + n Número Atômico (Z)
  • 15. SEMELHANÇAS ATÔMICAS ISÓTOPOS: São átomos de um mesmo elemento químico que apresentam o mesmo número atômico (Z) e diferentes números de massa de massa atômica (A). Ex.: 12Mg24 12Mg25 12Mg26 ISÓBAROS: São átomos que apresentam o mesmo número de massa atômica (A) e diferente número atômico (Z), logo, pertencem a elementos químicos diferentes. Ex.: 18 Ar40 (Argônio) e 20Ca40 (Cálcio) ISÓTONOS: São átomos de diferentes elementos químicos com números atômicos (Z) e números de massas atômicas (A) diferentes, porém, com mesmo número de nêutrons, sendo: n = A –Z Ex.: 7N14 14 – 7 = 7 nêutrons 6C13 13 – 6 = 7 nêutrons ISOELETRÔNICOS: São espécies químicas diferentes que apresentam o mesmo número de elétrons. Tais espécies englobam os íons, cátions e ânions, e os elementos químicos.