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  • 1. Modelos Atômicos O primeiro modelo atômico baseado em métodos científicos foi o de Dalton Neste modelo o átomo seria uma esfera rígida e duríssima e impossível de se dividir Toda matéria seria formada por uma combinação destes No entanto, a natureza elétrica da matéria não é evidenciada por este modelo!
  • 2. O experimento de Thomson Um efeito curioso era obtido quando se passava uma corrente elétrica em um tubo que continha um gás À medida que o gás se tornava mais rarefeito os efeitos mudavam Quando era feito vácuo suficiente e a voltagem aumentada grandemente aparecia um único feixe diretamente para o cátodo Raios Catódicos
  • 3. O experimento de Thomson Os raios catódicos eram defletidos por campos elétricos e magnéticos! Conclusão: os raios catódicos são eletricamente carregados! Selecionador de Velocidades Defletor do Feixe
  • 4. O experimento de Thomson Os campos elétrico (E) e magnético (B) são dispostos perpendicularmente de modo que No selecionador de velocidades o conceito da força de Lorentz é utilizado Partículas que possuem esta velocidade na região onde se encontram estes campos cruzados não sofrem deflexão!
  • 5. O experimento de Thomson Como o desvio é para o lado positivo A partícula é carregada negativamente! + + + + + + + + - - - - - - - - - - - Tela Fosforescente l L desvio  y
  • 6. O experimento de Thomson + + + + + + - - - - - - l L  y 1  y  y 2 v y v x
  • 7. O experimento de Thomson
  • 8. O experimento de Thomson Desta forma, Thomson pôde medir a razão da carga pela massa dessa partícula que foi por ele chamada de elétron (e - ) Como a matéria no estado normal se apresenta neutra, deveria haver uma quantidade de carga positiva para neutralizar a carga desses elétrons Thomson, então, propôs um modelo para o átomo que levava em consideração essas novas propriedades Este modelo para o átomo foi conhecido por “pudim de passas”
  • 9. Modelo Atômico de Thomson elétrons carga positiva diluída Como o átomo no estado normal é neutro, deveria haver uma quantidade igual de elétrons (carga negativa) e de carga positiva. A carga positiva se encontrava diluída e seria a maior parte do átomo e responsável por toda a sua massa praticamente
  • 10. Modelo Atômico de Thomson No entanto, como notou Arrhenius, esse modelo não suscitava nada de novo! Além do mais não explicava a periodicidade que se via na tabela periódica com relação à massa atômica. Por exemplo: a diferença do número de elétrons de um átomo neutro para um ion pode ser de poucas unidades. No entanto, de um elemento da tabela periódica para o seguinte a diferença deve ser de milhares de elétrons! Qual a configuração desses elétrons? Qual o tamanho desse átomo?
  • 11. Experimento das Partículas Alfa Geiger e Marsden (dois colaboradores de Rutherford) elaboraram um experimento (como projeto de iniciação científica) no qual partículas α incidiam sobre uma lâmina de ouro De acordo com o Modelo de Thomson para o átomo era esperado que As partículas α deveriam sofrer pequenos desvios na sua trajetória! A experiência revelou que a maioria das partículas α sofreram pequenos desvios, no entanto, algumas poucas (1 a cada 10000) sofreram desvios grandes!!!! Completo desacordo com a Teoria!!!
  • 12. Modelo de Rutherford Diante deste “resultado inacreditável” pelas próprias palavras de Rutherford, ele chegou ‘a conclusão que o átomo deveria ter a seguinte configuração: Núcleo de carga positiva (constituído por prótons e nêutrons assim por ele denominadas) que continha praticamente toda a massa do átomo. Elétrons com cargas negativas girando ao redor do núcleo em trajetórias circulares. Conhecido como modelo “Planetário” Explicava o resultado do experimento das partículas α ! (clique para animação)
  • 13. Inconsistências no Modelo de Rutherford Se o elétron estivesse parado na sua órbita, ambos seriam atraídos e acabariam se unindo e voltamos ao modelo de Thomson! Núcleo Elétron Se o elétron estivesse girando, deveria emitir radiações (pela teoria eletromagnética clássica), perderia energia e finalmente cairia no núcleo voltando ao modelo de Thomson!
  • 14. Conclusão: A Física Clássica não consegue explicar a existência dos átomos!!! Além disso, não explica os espectros de “linhas” de gases excitados Na tentativa de explicar o átomo, Bohr assumiu uma decisão corajosa e ousada rompendo com física clássica. Surge o Modelo de Bohr
  • 15. Modelo de Bohr Resolução da estabilidade Bohr postulou (enunciou sem provar) a existência do núcleo atômico (prótons) e que os elétrons, girando em torno do núcleo, não emitiam radiação se estivessem em certas “ órbitas “permitidas ”!
  • 16. Modelo de Bohr Outro postulado de Bohr foi que o átomo só emitiria radiações quando “saltasse” de uma órbita mais “alta” para uma mais “baixa”.
  • 17. Modelo de Bohr Outro postulado de Bohr foi que o átomo só absorveria radiações quando recebesse uma quantidade exata para “saltar” para a órbita permitida mais alta.
  • 18. O modelo de Bohr foi um grande avanço para o entendimento dos processos atômicos. No entanto, o seu modelo explicava satisfatoriamente o átomo de hidrogênio (um só elétron). Não explicava as transições hiperfinas. A introdução de órbitas permitidas não é explicada coerentemente. A previsão do modelo para átomos com muitos elétrons não são satisfatórias! Modelo de Bohr Foi necessário um outro modelo para o átomo: o modelo de Schrödinger
  • 19. Modelo do Átomo Quântico (Modelo de Schrödinger) Só existe uma probabilidade de encontrar o elétron na nuvem. O elétron se comporta como uma onda. O modelo de órbitas (modelo de Bohr) auxilia na obtenção dos valores dos níveis de energia. Os elétrons não possuem órbitas definidas. Eles estão distribuídos em uma espécie de nuvem eletrônica. Órbita Alta Energia Alta
  • 20. Links
    • http://dbhs.wvusd.k12.ca.us/webdocs/AtomicStructure/Thomson-Model-Intro.html
    • http://www2.kutl.kyushu-u.ac.jp/seminar/MicroWorld1_E/Part2_E/Part2_E.htm
    • http://www.colorado.edu/physics/2000/index
    • http://www.mhhe.com/physsci/chemistry/essentialchemistry/
    • http://nobelprize.org/physics/educational/vacuum/
    • www.scribd.com
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