visão geral dos modelos atômicos.

1. ProfªAna Cristina Félix
Vieira Dias
Slides originais: Profª Especialista Thaiza
Montine
Blog: quimilokos.blogspot.com

3.  Leucipo viveu por volta de 450 a.C
(à 2.460 de anos atrás) e dizia que a matéria
podia ser dividida em partículas cada vez
menores, até chegar-se a um limite.

4.  Demócrito, discípulo de Leucipo,
afirmava que a matéria era descontínua, isto é, a
matéria era formada por minúsculas partículas
indivisíveis, as quais foram denominadas de ÁTOMO
(que em grego significa "indivisível").

5. Postulou que todos os tipos de matéria era formada a
partir da combinação de átomos de 4 elementos:
água, ar , terra e fogo.
O modelo da matéria descontínua foi rejeitada por um
dos grandes filósofos da época, Aristóteles, o qual
afirmava que a matéria era contínua, isto é, a matéria
vista como um "todo inteiro" (contrastando com a
idéia de que a matéria era constituída por minúsculas
partículas indivisíveis).

6.  O químico inglês John Dalton (1766 a 1825) afirmava
que o átomo era a partícula elementar, ou seja, a
menor partícula que constituía a matéria.
 Em 1808, Dalton apresentou seu modelo atômico: o
átomo como uma minúscula esfera maciça,
indivisível, impenetrável e indestrutível.

7.  Para ele, todos os átomos de um mesmo elemento
químico seriam iguais, até mesmo as suas massas.
Hoje, nota-se um equívoco pelo fato da existência
dos isótopos, os quais são átomos de um mesmo
elemento químico que possuem entre si massas
diferentes.
 Seu modelo atômico também é conhecido como
"modelo da bola de bilhar".
 O átomo seria uma esfera (partícula) maciça e
indivisível, indestrutível e eletricamente neutra.

8.  Pesquisando os raios catódicos, o físico inglês J.
J. Thomson demonstrou que os mesmos podiam
ser interpretados como sendo um feixe de
partículas carregadas de energia elétrica
negativa, as quais foram chamadas de elétrons.
Utilizando campos magnéticos e elétricos,
Thomson conseguiu determinar a relação entre a
carga e a massa do elétron.

9.  Ele conclui que os elétrons (raios catódicos)
deveriam ser constituintes de todo tipo de
matéria pois observou que a relação
carga/massa do elétron era a mesma para
qualquer gás que fosse colocado na Ampola de
Crookes (tubo de vidro rarefeito no qual se faz
descargas elétricas em campos elétricos e
magnéticos).
 Com base em suas conclusões, Thomson
colocou por terra o modelo do átomo
indivisível e apresentou seu modelo, conhecido
também como o "modelo de pudim com
passas":

10. Modelo de Thomsom:
"pudim com passas".
O pudim é toda a esfera positiva (em laranja) e as
passas são os elétrons (em azul), de carga negativa.
Ampola de
Crookes

11.  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).

12. 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.

13. 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.

14. • Rutherford e seus colaboradores verificaram que, para
aproximadamente cada 10.000 partículas alfa que incidiam na
lâmina de ouro, apenas uma (1) era desviada ou refletida.
• Com isso, concluíram que o raio do átomo era 10.000
vezes maior que o raio do núcleo. Comparando, se o núcleo
de um átomo tivesse o tamanho de uma azeitona, o átomo
teria o tamanho do estádio do Morumbi.
• Surgiu então em 1.911, o modelo do átomo
nucleado, conhecido como o modelo planetário do átomo: o
átomo é constituído por um núcleo central positivo, muito
pequeno em relação ao tamanho total do átomo porém com
grande massa e ao seu redor, localizam-se os elétrons com
carga negativa (compondo a "enorme" eletrosfera) e com
pequena massa, que neutraliza o átomo.

15. Nota-se no modelo de Rutherford dois
equívocos:
uma carga negativa, colocada em
movimento ao redor de uma carga positiva
estacionária, adquire movimento
espiralado em direção à carga positiva
acabando por colidir com ela;
uma carga negativa em movimento irradia
(perde) energia constantemente, emitindo
radiação. Porém, sabe-se que o átomo em
seu estado normal não emite radiação.

16. O físico dinamarquês Niels
Bohr conseguiu "solucionar" os
equívocos cometidos por
Rutherford baseando-se na
seguinte idéia:
•Um elétron num átomo adquire apenas certas energias, e
cada energia é representada por uma órbita definida,
particular.
•Se o elétron recebe energia ele pula para uma outra órbita
mais afastada do núcleo.
•Pode ocorrer no elétron a perda de energia por irradiação, e
sendo assim, o elétron cai para uma órbita mais próxima do
núcleo.
•Todavia o elétron não pode ficar entre duas órbitas definidas,
específicas, pois essa não seria uma órbita estável ( órbita
não específica).

17. Conclui-se então que:
 Quanto maior a energia do elétron, mais
afastado ele está do núcleo.
 Em outras palavras: um elétron só pode
estar em movimento ao redor do núcleo se
estiver em órbitas específicas, definidas, e
não se encontra em movimento ao redor do
núcleo em quaisquer órbitas.
 As órbitas permitidas constituem os níveis
de energia do átomo ( camadas K L M N ... ).

18. 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.
2º postulado: 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).

19. De acordo com Max Planck (1900), quando
uma partícula passa de uma situação de
maior 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".

20. Após o modelo de Bohr postular a existência de
órbitas circulares específicas, definidas, em 1.916
Sommerfeld postulou a existência de órbitas não só
circulares, mas elípticas também. Para Sommerfeld,
num nível de energia n, havia uma órbita circular e
(n-1) órbitas elípticas de diferentes excentricidades.
Por exemplo, no nivel de energia n = 4 (camada N),
havia uma órbita circular e três órbitas elípticas.
Cada uma das órbitas elípticas constitui um subnível,
cada um com sua energia.
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 .

22. Em 1923, Louis Broglie mostrou,
através de uma equação matemática, que
"qualquer corpo em movimento estaria
associado a um fenômeno ondulatório". Desta
maneira o elétron apresenta a natureza de
uma partícula-onda, obedecendo assim, às
leis dos fenômenos ondulatórios, como
acontece com a luz e o som.

23. Em 1926, Erwin Shröringer formulou uma teoria
chamada de "Teoria da Mecânica Ondulatória"
que determinou o conceito de "orbital" .
Orbital é a região do espaço ao redor do núcleo
onde existe a máxima probabilidade de se
encontrar o elétron.
O orbital s possui forma esférica
e os orbitais p possuem forma de halteres.

24. Um átomo é constituído
por uma parte central
chamada de núcleo, onde
se encontram os prótons
(partículas positivas)
neutrons (partículas
neutras) e uma outra
parte que circunda esta
parte central, chamada
de eletrosfera, onde
estão os elétrons
(partículas negativas).

25. Partícula Carga Massa
Próton(p) + 1
Nêutron(n) Neutro 1
Elétron(e-) - 1/1840

26. Exemplos:
Representação:
AX símbolo 14N 56Fe

27. nº p = nº e-
O átomo de oxigênio tem 8 prótons,
portanto 8 elétrons.
O átomo de hidrogênio tem 1 próton,
portanto 1 elétron.

28. Se um átomo tem
número atômico 6,
é o carbono,
apresenta 6
prótons.
Se um átomo tem
número atômico
13, é o alumínio,
apresenta 13
prótons. Portanto temos:
Z = nº p = nº e-

29. Com estas informações, conseguimos
determinar a quantidade de cada
partícula fundamental.
Veja alguns exemplos:

30. Observe que no exemplo
acima o número atômico
igual a 1, determina o
hidrogênio, mas a massa de
cada hidrogênio e diferente.
O símbolo representa o
elemento químico, conjunto
de átomos de mesmo
número atômico.

31. • A estes átomos com mesmo número atômico e diferente
número de nêutrons, chamamos de isótopos.
ISÓTOPO DO URÂNIO - 235
ISÓTOPO DO URÂNIO - 238
• Se é urânio, o número atômico é 92, o número que
acompanha o nome do elemento é a sua massa.
• O acidente nuclear que aconteceu em Goiânia, no mês
de setembro de 1987, foi causado pelo césio - 137, ou
seja, isótopo do césio de massa 137.

32. • Na natureza, a maior parte (quase a
totalidade) dos átomos de hidrogênio,
apresentam massa igual a 1, uma pequena
parte apresentam massa a 2 e uma outra
parte, apenas residual, portanto, desprezível,
apresenta massa 3.

33. 1H2O maior parte das moléculas de água.
2H2O água pesada.
A água pesada pode ser representada por
D2O (D = Deutério)

34. São átomos que apresentam o mesmo número de
massa, porém não faz parte do mesmo elemento
químico, ou seja, apresenta número atômico
diferente.
Mesma massa nº atômico e número de
nêutrons diferentes, são isóbaros.

35. São átomos que apresentam a semelhança
no número de nêutrons, ou seja, a massa
e o número atômico são diferentes.

36. PRÓTONS MASSA NEUTRONS
ISÓTOPOS = ≠ ≠
ISÓBAROS ≠ = ≠
ISÓTONOS ≠ ≠ =

37. Representando os elementos hipoteticamente por:
ISÓBAROS = A e B
(mesma massa)
ISÓTOPOS = B e D, C e E
(mesmo n° de prótons)
ISÓTONOS = A, C e D, B e E
(mesmo n° de nêutrons)
Quais átomos devem ser representados pelo mesmo
símbolo?
Aqueles que fazem parte do mesmo elemento químico, ou
seja, que apresentam o mesmo número atômico (isótopos),
portanto, B e D, C e E.

38. Como já vimos, os átomos são formados
por um núcleo (parte central) e a eletrosfera
(parte periférica).
O núcleo, apesar de concentrar
praticamente toda a massa do átomo,
apresenta um diâmetro cerca de 10.000
vezes menor do que o átomo.

39. Desenhamos o núcleo de forma exagerada,
pois se fossemos representá-lo de forma
correta, seria tão pequeno que seria difícil
enxergá-lo.

40. Os átomos, para alcançarem a estabilidade,
podem perder ou ganhar elétrons, com isso
adquirem cargas. Estas espécies, carregadas
positivamente ou negativamente, chamamos
de íons.

41. Vamos ver alguns casos:
ÁTOMO ELETRIZADO POSITIVAMENTE (cátion)
O átomo eletrizado positivamente, é aquele que
apresenta mais cargas positivas (prótons), do que
cargas negativas (elétrons). Para tanto, ele perdeu
elétrons. O total de elétrons perdidos é o total de
cargas positivas adquiridas.
Exemplos:

42. ÁTOMO ELETRIZADO NEGATIVAMENTE ( ânion )
• O átomo eletrizado negativamente, apresenta
mais elétrons do que prótons. Para tanto ele ganhou
elétrons. O total de elétrons ganhos é o total de cargas
negativas adquiridas.
Exemplos :

43. Resumindo:
É importante frisar, toda e qualquer alteração
no átomo ocorre nos elétrons, os prótons e
nêutrons permanecem inalterados.
A única diferença entre estas espécies químicas
está no número de elétrons.

44. Al3+ = Valência 3 = trivalente
O2- = Valência 2 = bivalente
Na+ = Valência 1 = monovalente
Já sabemos:
CÁTION = CARGA POSITIVA
ÂNION = CARGA NEGATIVA
VALÊNCIA = TOTAL EM CARGAS

45. ENTÃO, QUANDO DIZEMOS: REPRESENTAMOS
- O potássio forma cátion
monovalente
K+
- O alumínio forma cátion
trivalente
Al3+
- O cloro forma ânion
monovalente
Cl-
- O oxigênio forma ânion
bivalente
O2-

46. Exemplos:

47. 1) (CESCEM) Podemos definir isótopos como
sendo:
A - átomos de elementos químicos que
têm massa atômica igual e número atômico
diferente.
B - átomos de elementos químicos que têm
mesmo número atômico e mesmo número
de massa.
C - átomos de elementos químicos com o
mesmo número de prótons e diferentes
massas atômicas.
D - átomos de elementos químicos cuja
soma de prótons e nêutrons é igual.
E - átomos de elementos químicos com
número atômico diferente e mesmo peso
atômico.

48. 2) (PUC) Dados três átomos A, B e C notamos que:
A e B são isótopos
A e C são isótonos e
B e C são isóbaros.
Sabemos ainda que:
a soma dos números de prótons existentes em A, B e C é
79,
a soma dos números de nêutrons existentes em A, B e C
é 88 e
o número de massa de A é 55.
Consequentemente podemos concluir que os átomos A,
B e C têm, respectivamente:
números atômicos números de massa
A 26 / 26 / 27 55 / 56 / 56
B 25 / 25 / 29 55 / 59 / 59
C 24 / 24 / 31 55 / 62 / 62
D 27 / 27 / 25 55 / 53 / 53
E 28 / 28 / 23 55 / 50 / 50

50. 5) (CESCEM) A afirmação "O espaço entre os
núcleos dos átomos está ocupado por elétrons de
carga negativa" representa uma interpretação dos
trabalhos executados por
A - Dalton
B - Faraday
C - Millikan
D - Rutherford
E - Mendeleiev

52. 7) (PUC) Com respeito às cores do espectro
visível é errado dizer que:
A - o comprimento de onda diminui do
vermelho para o violeta.
B - a freqüência das vibrações diminui do
violeta para o vermelho.
C - a energia das vibrações aumenta do
vermelho para o violeta.
D - a cor resulta de diferentes "saltos"
eletrônicos.
E - a cor resulta de diferentes alterações
nucleares.

53. 8) (CESCEM) A diferença entre o número
de massa de um átomo e o seu número
atômico fornece o número de:
A - prótons
B - nêutrons
C - elétrons
D - mésons
E - posítrons
9) (CESCEM) O cobre natural contém
somente dois isótopos, cujos números
de massa são 63 e 65. Se o peso
atômico do cobre natural é 63,5
podemos concluir que:
A - em cada 100 gramas de cobre
natural, 25 gramas são de Cu-63.
B - em cada 100 gramas de cobre
natural, 25 gramas são de Cu-65.
C - em cada 100 átomos de cobre
natural, 25 átomos são de Cu-63.
D - em cada 100 átomos de cobre
natural, 25 átomos são de Cu-65.
E - nenhuma das alternativas acima é
correta.

54. 1-C 2-A 3-E
4-D 5-D 6-E
7-E 8-B 9-D

55. http://quimilokos.weblogger.com.br/ Profª Especialista Thaiza Montine
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http://www.profcupido.hpg.ig.com.br/exercicios_de_atomistica.htm
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http://enciclopediavirtual.vilabol.uol.com.br/quimica/atomistica/resumodo
smodelos.htm
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