MODELOS

ATÔMICOS

Química

Professora: Raquel Malta

3ª série – Ensino Médio

PRIMEIRA IDEIA DO ÁTOMO

• 546 a.C. – Tales de Mileto: propriedade da atração e repulsão de objetos após atrito;

• 500 a.C. – Empédocles: matéria é formada por água, ar, terra e fogo – “Teoria dos Quatro Elementos”;

• 450 a.C. – Leucipo: matéria pode ser dividida em partículas cada vez menores, até chegar a uma partícula indivisível ÁTOMO;

• 400 a.C. - Demócrito e Epicuro: matéria seria constituída por átomos e espaços vazios;

• 350 a.C. – Aristóteles: aprimorou a ideia da “Teoria dos Quatro Elementos” e fortaleceu o modelo de matéria contínua.

Essas ideias foram marginalizadas por mais de 2000 anos

LEIS PONDERAIS

Lei da Conservação das Massas

Em 1785, Lavoisier propôs que:

“Num sistema fechado, a massa total dos reagentes é igual à massa total dos produtos.”

LEIS PONDERAIS

Lei das Proporções definidas

Em 1799, Proust propôs que:

“Numa reação química, existe uma proporção constante entre as massas das substâncias participantes.”

2 H2O O2 + 2 H2

36 g 32 g + 4 g

18 g 16 g + 2 g

180 g 160 g + 20 g

O MODELO DE DALTON

I – Observação experimental

Procurou explicar a Lei de Lavoisier e de Proust.

II – Teoria

•os átomos são partículas esféricas, maciças e indivisíveis;

•átomos de um mesmo elemento são iguais: forma, massa etc.;

•numa reação química, átomos não são criados nem destruídos,

apenas rearranjados.

O MODELO DE DALTON

III – Modelo

Modelo da bola de bilhar partícula maciça e indivisível.

Átomo de Dalton

IV – Falha

Foi incapaz de explicar os fenômenos de eletrização não explicava a existência de cargas.

RAIOS CATÓDICOS

Geissler e Crookes descarga elétrica no interior de um tubo

de vidro com gás a baixa pressão tubo de raio catódico

mancha luminosa em frente ao cátodo RAIOS

CATÓDICOS.

Tubo de raios catódicos

A DESCOBERTA DO ELÉTRON

Thomson pesquisou os raios catódicos e concluiu que:

• Propagam em linha

reta;

•São constituídos de

partículas com carga

elétrica negativa.

•Possuem massa

(são corpusculares);

•1a partícula subatômica: o ELÉTRON

O MODELO DE THOMSON

I – Observação experimental

Descoberta do elétron em 1897.

II – Teoria

• O átomo é esférico, maciço e divisível;

• Átomos são formados por uma “pasta” positiva “recheada” de elétrons de carga negativa;

• Os elétrons estariam distribuídos na esfera positiva;

• Total de cargas negativas = total de cargas positivas;

• A massa do átomo equivale à massa das cargas positivas.

O MODELO DE THOMSON

III – Modelo

Modelo do pudim de passas átomo divisível.

Átomo de Thomson

IV – Falha Uniformidade na distribuição de prótons no átomo não explica o desvio de algumas partículas radioativas.

RAIOS ANÓDICOS

Em 1886, Goldstein usa cátodo perfurado e observa feixe

luminoso no sentido oposto ao dos raios catódicos RAIOS

ANÓDICOS OU CANAIS.

RAIOS ANÓDICOS

Élétrons Moléculas do gás Íons positivos

A DESCOBERTA DO PRÓTON

Em 1904, Rutherford realizou o

mesmo experimento com o

hidrogênio e verificou a presença

de partículas com carga elétrica

positiva e muito pequena.

•2a partícula subatômica: o PRÓTON

A DESCOBERTA DO

RAIO X

Em 1895, o cientista alemão Roentgen,

trabalhando com tubos de raios catódicos, notou

a emissão de um tipo de radiação que

ultrapassava determinados materiais e

impressionava uma chapa fotográfica RAIO X.

A DESCOBERTA DA RADIOATIVIDADE

•1896 – Bequerel descobriu a radioatividade

e o primeiro elemento capaz de emitir radiação

espontaneamente: o urânio.

•1898 – Casal Curie (Marie e

Pierre) descobriram novos

elementos radioativos: polônio

e rádio.

DESCOBERTA DOS RAIOS

ALFA, BETA E GAMA

Rutherford, ao verificar o tipo de radiação emitida pelo urânio,

descobriu 3 tipos de radiações:

A EXPERIÊNCIA DE RUTHERFORD

•Em 1911, Geiger e Marsden, sob a supervisão de Rutherford,

utilizaram o polônio (emissor alfa) e fizeram uma experiência na

qual tentaram verificar se os átomos eram realmente maciços.

•A experiência consistiu em bombardear uma finíssima lâmina de

ouro (0,0001 cm) com partículas alfa.

A EXPERIÊNCIA DE RUTHERFORD

Rutherford observou que:

• A maioria das partículas atravessou a lâmina de ouro, sem

mudar de direção (mais de 99 %);

• Algumas partículas sofriam desvios ao atravessar a lâmina;

• Uma quantidade muito pequena de partículas não atravessava

a lâmina e voltava.

O MODELO DE RUTHERFORD

I – Observação experimental

Experiência de Rutherford, Geiger e Marsden.

II – Teoria

• O átomo possui uma região central que contém praticamente

toda a massa do átomo e carga positiva (prótons) NÚCLEO;

• O átomo apresenta uma região praticamente sem massa

envolvendo o núcleo e apresentando carga negativa (elétrons)

ELETROSFERA;

• a maior parte do átomo deve ser um vazio;

• Elétrons estão em movimento.

O MODELO DE RUTHERFORD

III – Modelo

Modelo do sistema solar

elétrons girando ao redor do

núcleo

Átomo de Rutherford

IV – Falha

•Os elétrons fariam movimento de espiral e se chocariam com o

núcleo;

•Partículas positivas sofreriam repulsão.

A DESCOBERTA DO NÊUTRON

• A existência de mais do que um próton no núcleo compromete

sua estabilidade provocando a sua fragmentação;

• Rutherford admitiu a existência, no núcleo, de partículas de

massa semelhante a dos prótons, mas sem carga elétrica;

•Em 1932, James Chadwick descobriu a 3a partícula subatômica:

os NÊUTRONS.

Logo, o modelo atômico básico mais

comumente utilizado hoje em dia é o

proposto por Rutherford, com a inclusão

dos nêutrons no núcleo.

TEORIA DOS QUANTA

•A energia emitida e absorvida é sempre um número inteiro

dessas quantidades de energia.

• Cada onda eletromagnética definida por um comprimento de

onda e frequência estava associada a um QUANTUM DE

ENERGIA

Em 1900, Max Planck concluiu que a energia é

emitida em quantidades discretas, constituindo

“pacotes de energia” QUANTA DE

ENERGIA

Surge a Mecânica Quântica para explicar o movimento do

elétron em torno do núcleo.

MODELO ATÔMICO DE BOHR

I – Observação experimental

Solução para a estabilidade do átomo de Rutherford.

II – Teoria

Em 1913, Bohr propôs:

•Um elétron gira ao redor do núcleo em órbita circular com energia constante;

•Um átomo possui um número limitado de órbitas, cada uma delas caracterizada por determinada energia NÍVEIS OU CAMADAS ENERGÉTICAS;

•Cada órbita é chamada estado estacionário;

MODELO ATÔMICO DE BOHR

• Quando um elétron permanece em movimento numa órbita, não emite nem absorve energia;

• Quando se fornece energia a um elétron (quantum), ele salta de uma órbita para outra mais externa e energética salto quântico ESTADO EXCITADO;

• O elétron que passou para o “estado excitado” tende a voltar à órbita de origem (estado fundamental) mais estável, para tanto deverá emitir energia na forma de onda eletromagnética.

MODELO ATÔMICO DE BOHR

IV – Falha

Bohr não conseguiu explicar o comportamento dos átomos com

mais de um elétron possuíam estados diferentes de energia

num mesmo nível as linhas espectrais previstas não

correspondiam ao observado.

Modelo de Bohr

III – Modelo

O átomo possui órbitas denominadas

NÍVEIS OU CAMADAS DE ENERGIA,

onde os elétrons ficam sem absorver

nem emitir energia.

APLICAÇÕES DO MODELO

DE BOHR

• FOGOS DE ARTIFÍCIO

•TESTE DE CHAMA

Cobre Estrôncio

MODELO ATÔMICO DE

SOMMERFELD

I – Observação experimental

1916 interpretação dos espectros descontínuos.

II – Teoria

Linhas espectrais conjunto de linhas finas

• Cada nível de energia do modelo de Bohr era constituído por

algumas divisões SUBNÍVEIS DE ENERGIA;

• O salto de um elétron de um nível de energia para outro pode

caracterizar a emissão de fótons com diferentes energias,

dependendo dos subníveis onde estava o elétron antes e

depois do salto;

MODELO ATÔMICO DE

SOMMERFELD

IV – Falha

A existência de órbitas definidas para os elétrons.

Modelo de Sommerfeld

III – Modelo

Os elétrons giram em torno do núcleo em órbitas circulares (níveis de energia) e elípticas (subníveis de energia).

MODELO ATÔMICO ATUAL

Modelo atual modelo orbital

•Não se admite mais a existência de órbitas, nem circulares nem

elípticas para os elétrons.

•1924 Louis De Broglie propôs o dualismo partícula-onda

para o elétron.

•1926 Heisenberg “Princípio da Incerteza” não é possível

determinar simultaneamente a posição e a velocidade de um

elétron no átomo.

Orbital região, ao redor do núcleo, mais

provável de se encontrar o elétron.

•1927 Schoringer números quânticos.